Kjemi 1 8200262235 [PDF]

Zitiervorschau

Aamund Salveson

KJEMI 1

Yrkesopplæringsrådet for handverk og industri

Universitetsforlaget

© Yrkesopplæringsrådet for handverk og industri Universitetsforlaget 1978 Omsett til nynorsk av Egil Halmøy

Omsetjinga samsvarar med 5. utgåva av bokmålsutgåva 1976 Omslag: Jan Engebretsen Godkjend av Kyrkje- og undervisningsdepartementet 27. juli 1977 til bruk i den vidaregåande skolen Etter lov av 12. mai 1961 om opphavsrett til åndsverk er det forbode å mangfalde innhaldet i denne boka, heilt eller delvis, utan løyve frå forlaget. Forbodet gjeld mangfalding av alle slag ved prenting, kopiering, stensilering, bandinnspeling o.l. ISBN: 82-00-26223-5

Prent: A.s John Grieg, Bergen 1978

Forord Denne nye utgåva av læreboka Kjemi representerer ei full­ stendig omarbeiding. Boka er framleis delt i to delar, del 1 og del 2. Den første delen inneheld atomlæra og nokre enkle allmenne kjemiske omgrep. Den andre delen vidar ut og bruker dei allmenne emna frå første delen. Del 2 tek for seg nokre viktige grunn­ stoff og sambindingar. Vidare tek han med ei vidareføring av organisk kjemi, litt biokjemi, ureiningskjemi og noko kjernekjemi. Forfattaren vonar at denne todelinga av boka skal hjelpe til at ho finn vegen til fleire skoleslag. Somme vil kunne vere tente med berre den første delen, andre vil dg trenge andre delen. Vidare vil skolar med elevar som alt frå starten har solide kunnskapar i allmenn kjemi, kanskje ha interesse av å bruke berre andre delen av boka. Kjemi 1 og Kjemi 2 er reviderte samstundes, og revisjonen er gjort på bakgrunn av innsende ønske frå folk som bruker bøkene i undervisninga si. Den største endringa går ut på at noko stoff frå Kjemi 2 (organisk kjemi) er flytta til Kjemi 1, samstundes som noko tungt stoff frå Kjemi 1 (hydrolyse) er flytta til Kjemi 2. Meininga har vore å gjere Kjemi 1 meir tenleg som allmenn kjemibok når ho blir brukt åleine, slik tilfellet er i somme skoleslag. Andre endringar kan nemnast. I tillegg til dei tidlegare Spørsmål og oppgåver, som kjem til slutt i kvart kapittel, er det i denne utgåva teke med ein heilt ny spørsmålstype Vel rettpe) svar. Meininga med denne enkle spørsmåls typen er at lesaren etter kvart kapittel skal kunne rekapitulere innhaldet av ka­ pitlet og såleis kunne gjere seg opp ei meining om kva han har forstått og lært. Ein svarnøkkel står lengst bak i boka. Dei vanlege Spørsmål og oppgåver er delvis nylaga og utvida. Det vil derfor bli utarbeidd ny fasit for desse oppgåvene. Etter oppmoding frå fleire er det medteke ein ny tabell -— T. 6 — i tabellverket. I denne finn vi reglar for løysing av nokre organiske stoff i ymse væsker. Tabellen er berre meint som ei rein rettleiing.

III

Internasjonalt sett har kjemiundervisninga utvikla seg slik at ein søkjer bort frå den detaljskildrande «stoffkjemien». Ein prøver på alle steg å gjere grunnprinsippa og dei fundamentale ideane i kjemien til hovuddelen av lærestoffet. Men ein slik tendens vil lett føre med seg sterkare krav til abstrakt tenking, og denne tenkjemåten er ikkje alltid like populær for dei som skal igjennom stoffet for første gong. For å motverke slike vanskar har eg freista å «illustrere» tankegangen dels ved fyldige forklaringar, dels ved å bruke mange teikningar. Slik forfattaren ser det, bør ei lærebok ikkje vere plent det same som eit «pensum». I læreboka bør det helst vere noko supplerande stoff, framfor alt slikt stoff som hjelper til å skape ei heilgjord framstilling. Det får stå fritt for det einskilde skole­ slaget og den einskilde læraren å finne fram til eit høveleg utval for pensum. Mellom anna for å gjere det lettare å velje ut høvelege emne er boka oppdelt i stutte avsnitt innafor kvart kapittel. Nokre slike avsnitt vil ein i mange klasser kunne vente med å lese til seinare, andre kan det komme på tale å lese tidlegare. Innan visse grenser vil ein med hell kunne måte til slike val etter lokale eller reint tidgitte tilhøve. Eg tenkjer her på vitjing i ei eller anna bedrift, eit foredrag som blir halde på staden, ein film eller eit særskilt fjernsynsprogram som skal komme, etc. Eit fleksibelt emneval vil på denne måten kunne hjelpe til å gjere kjemiundervisninga meir levande. Den nye utgåva har i all hovudsak gått inn for å bruke grunneiningane i det internasjonale einingssystemet. (SI, av­ stytting for: Systéme International d’Unités.) Likeins er det teke i bruk nokre såkalla «koherente» einingar frå dette systemet. Forfattaren ser det likevel slik at i ei lærebok av dette slaget må ein godta visse kompromissløysingar når det gjeld einingane. Det er lite lagleg at skole og undervisning på dette nivået går for langt bort frå dagleglivet. Av denne grun­ nen bruker boka til dømes ofte celsiusgrader i staden for kelvin som nemning for temperaturar. Timar og minutt blir brukte i staden for sekund der det høver. Avstandar mellom atoma blir gitt i ångstrøm og ikkje i meter. Tilsvarande har ein brukt volumeiningane liter og milliliter i staden for kubikkdesimeter og kubikkcentimeter. Dette heng mellom anna saman med at målekar med påskrifta ml er mest det einaste ein kan få kjøpt på marknaden i dag. Omgrepet atomvekt er gjennomført og har trengt vekk ordet «atommasse», som har vore brukt ei stuttare tid i Noreg. Dette er m.a. gjort for å vere i samsvar med ønska frå Den internasjonale atomvektskommisjonen. Kommisjonen har opp-

IV

moda alle medlemslanda, mellom dei Noreg, om å syte for at ordet atomvekt blir brukt for dei relative atommassane. Atomvekt skal dg vere utan nemning. Det er nok lov å bruke uttrykket «relative atommassar», men det blir ikkje tilrådd av kommi­ sjonen og bør gå ut. Kommisjonen seier at omgrepet «atommasse» skal ein berre bruke når ein ønskjer å nemne den verke­ lege massen av eit atom, målt i masseeininga kilogram. Som i tidlegare utgåver følgjer det etter kvart kapittel «Forsøk og demonstrasjonar». Ingen av forsøka er sette opp med tanke på å bli brukte som elevforsøk. Skal dette gjerast, må læraren sjølv arbeide ut forskrifter, detaljrettleiing og sikringsføresegner. Med omsyn på det siste vil eg peike på at ein kjemikar ser på alle kjemikal som «giftige». Det er berre gradsskilnader på kor farlege dei er. I samband med dette vil eg minne om at mange kan vere allergiske for å komme borti visse kjemikal og også allergiske for støv og lukter frå kjemikal. Lærarane bør vere merksame på slike tilhøve og ta rimelege omsyn til dei. Revisjonen av boka har gått for seg samanhangande gjen­ nom fleire år, og i denne tida har eg teke mot råd og hjelp frå ei lang rad menneske, både slike som har brukt boka før, lærarar og spesialistar på mange felt. Vidare har både norske bedrifter og institusjonar i inn- og utland vore særs velvillige med å stille fotomateriale og detaljopplysningar til rådvelde. Eg rettar ein hjarteleg takk til dei alle. Ein særleg varm takk vil eg rette til lektor Brynjulf Sandbekk ved Bergen tekniske skole. Elan har alltid vore villig til å dele si vide røynsle og sine store kunnskapar når eg har bede om råd. Eg vil denne gongen også takke lektor Einar Stangebye, Stavanger, særleg for hans gode hjelp med å gå gjennom boka og finne fram prentefeil og uheldige formuleringar. Likeins vil eg rette ein takk til professor A. Wickstrøm og dosent A. Stabbursvik, begge ved Noregs landbrukshøgskole, for den hjelpa dei har gitt, først og fremst med den organiske delen av stoffet. Som før vil eg vere takksam for å få sendt framlegg til forbetringar og rettingar. Eg vil til slutt rette ein hjarteleg takk til alle dei som i denne samanheng har hjelpt til med merknader av alle slag, og eg vonar at boka framleis må kunne halde ei slik interesse levande. Kristiansand, juni 1976

Aamund Salveson

V

Innhald

Kap. 4

Kap. 1

ATOM............................................................................ 1.1 Elementærpartiklar ...................................... 1.2 Atommodellar................................................. 1.3 Bohr-Rutherford-atomet ............................. 1.4 Grunnstoff....................................................... 1.5 Elektrona — kjemiske eigenskapar hos atoma....................................................... 1.6 Lys — ei energiform ................................... 1.7 Kjemiske reaksjonar — eit energispørsmål 1.8 Nyare atombilete .......................................... 1.9 Den stegvise elektronoppbygginga........... 1.10 Elektrona roterer — spinn ....................... 1.11 Oktettregelen ................................................ 1.12 Samandrag ....................................................

1 1 2 3 4 4 6 9 10 12 14 16 16

Kap. 2

GRUNNSTOFFA - DET PERIODISKE SYSTEMET ............................................................... 2.1 Grunnstoff — element.................................. 2.2 Atomvekt.......................................................... 2.3 Grunnstoffa er blandingar av isotopar . . 2.4 Det periodiske systemet............................... 2.5 Hovudgruppene ............................................. 2.6 Sidegruppene og gruppa for sjeldne jordmetall....................................................... 2.7 Oversyn ved hjelp av det periodiske sy­ stemet ....................................................... 2.8 Relative storleikshøve for atoma ..............

20 20 21 22 25 26 27 27 30

51

Kap. 5

MASSEHØVE - KONSENTRASJONAR . . 5.1 Molekyl og molekylvekt (formelvekt) ... 5.2 Mol ................................................................... 5.3 Avogadros lov — molvolumet avgassar . 5.4 Tettleiken i gassar ........................................ 5.5 Løysningar ................................................... ■ 5.6 Fortynning ...................................................... 5.7 Ekvivalentvekt og normalitet ....................

54 54 56 58 59 59 61 63

Kap. 6

NAMN - LIKNINGAR - UTREKNINGAR 6.1 Namnsetjing og uttrykksmåte (nomenklatur)................................................. 6.2 Kjemiske likningar......................................... 6.3 Energiforandring ved kjemiske reaksjonar 6.4 Utrekningar — støkiometri.........................

68 68 69 70 72

Kap. 7

Kap. 3

KJEMISKE BINDINGAR .................................. 3.1 Bindingstypar ................................................. 3.2 lonebinding...................................................... 3.3 Kovalent binding ........................................... 3.4 Metallbinding................................................. 3.5 Reduksjon — oksydasjon............................. 3.6 Oksydasjonstal ............................................... 3.7 Dipolar ............................................................ 3.8 Elektronegativitet.......................................... 3.9 Hydrogenbinding.......................................... 3.10 Døme ...............................................................

47 47 47 49 50 50

ROMSTRUKTUR ................................................. 4.1 Forma på molekyla ...................................... 4.2 Forma på vassmolekylet ............................. 4.3 Forma på ammoniakkmolekylet................ 4.4 Andre døme .................................................... 4.5 Hybridisering ................................................. 4.6 Romfigurar for ionebindingarog metallbindingar..........................................................

33 33 33 35 37 38 38 39 40 41 42

GASSAR - VÆSKER - FASTE STOFF.. 7.1 Tilstandar ........................................................ 7.2 Gassar .............................................................. 7.3 Tilstandslikninga for ideale gassar........... 7.4 Partialtrykk..................................................... 7.5 Diffusjon .......................................................... 7.6 Væsker .............................................................. 7.7 Fordamping ................................................... 7.8 Koking.............................................................. 7.9 Polare og upolare væsker............................. 7.10 Faste stoff .......................................................

80 80 82 83 84 85 85 86 87 88 90

VII

Kap. 8 KJEMISK JAMVEKT........................................... 95 8.1 Reversible reaksjonar.................................... 95 8.2 Guldberg-Waages lov ............................... 96 8.3 Døme ................................................................. 98 8.4 Forskyving av jamvekt vedendring av konsentrasjonane ........................................... 99 8.5 Le Chateliers prinsipp ............................... 99 8.6 Kc og Kp............................................................ 101 8.7 Katalysatorar aukar reaksjonsfarten.... 102 Kap. 9

SYRER - BASAR - SALT ........................... 9.1 Brønsteds syre/base-definisjon................... 9.2 Eigenprotolyse hos vatnet............................ 9.3 Syrer og basar i vatn................................... 9.4 Syre/base-indikatorar................................... 9.5 Surleiksgrad — 9.6 Syre/base-styrke ............................................ 9.7 Syre/base-jamvekt ........................................ 9.8 lonelikningar ................................................. 9.9 Nøytralisasjon — salt................................... 9.10 Saltformlar og namn ................................... 9.11 Titrering og utrekning................................. 9.12 Døme på utrekningar av ...................

106 106 108 109 HO 111 113 115 116 117 119 122 125

Kap. 10

REAKSJONAR I LØYSNING I VATN (lonereaksjonar) ....................................................... 10.1 Reaksjonstypar.................................................. 10.2 Døme på reaksjonstypc I.............................. 10.3 Døme på reaksjonstypc II............................ 10.4 Protolysekonstanten.................................... • •• 10.5 Mettingsproduktet ......................................... 10.6 Kompleksion.................................................... 10.7 Fellingsreaksjonar — døme på utrekningar

129 129 132 133 135 137 139 141

Kap. 11 REDUKSJON OG OKSYDASJON ................ 11.1 Redoksprosessar ............................................. 11.2 Balansering av redokslikningar................... 11.3 Ekvivalentvekt for redoksstoff.....................

146 146 149 152

Kap. 12

ELEKTROKJEMI I.......................... 12.1 Elektrolyse — Faradays lov ....................... 12.2 Døme på utrekningar ............ 12.3 Faradays konstant og Avogadros konstant 12.4 Elektrodepotensial (halvelement).............. 12.5 Standard-hydrogenelektrode....................... 12.6 Spenningsrekkja ............................................. 12.7 Bruk av spenningsrekkja for å skjøne redoksprosessar.................................................

VIII

155 155 157 158 158 160 162

162

Kap. 13

ELEKTROKJEMI II............................................. 13.1 Galvaniske element ...................................... 13.2 Akkumulatorar............................................... 13.3 Konsentrasjonskjeder.................................... 13.4 Utrekning av potensial ................................ 13.5 Korrosjon ........................................................

169 169 170 174 174 176

Kap. 14

ORGANISKE SAMBINDINGAR INNFØRING ............................................................ 14.1 Karbonatomet står i særstilling ................ 14.2 To hovuddelar ............................................... 14.3 Hydrokarbon ................................................. 14.4 Alkanar ............................................................ 14.5 Alkenar ............................................................ 14.6 Alkynar ............................................................ 14.7 Umetta sambindingar .................................. 14.8 Isomeri............................................................... 14.9 Ringsambindingar ......................................... 14.10 Polymerisering - plaststoff........................ 14.1 1 Funksjonsgrupper og namn....................

182 182 183 184 184 186 187 187 188 189 190 191

Kap. 15 ALKANAR - ALKENAR - ALKYNAR BINDINGAR ............................................................ 15.1 Strukturen av alkanar.................................... 15.2 Kovalente bindingstypar............................. 15.3 Kjeder av karbonatom ................................ 15.4 Dobbelbindinga i alkenar............................. 15.5 Tredobbelbindinga i alkynar .................... 15.6 Strukturen av benzen ..................................

198 198 199 200 200 202 204

Kap. 16 ORGANISKE FUNKSJONSGRUPPER REAKSJONAR ........................................................ 16.1 Halogengruppcr............................................... 16.2 Alkoholar.......................................................... 16.3 Alkoholreaksjonar........................................... 16.4 Aldehyd og ketonar......................................... 16.5 Karboksylsyrer ............................................... 16.6 Esterar ............................................................... 16.7 Substituerte karboksylsyrer......................... 16.8 Aminar og amid............................................. 16.9 Nitrosambindingar........................................ 16.10 Fenolar ............................................................

207 207 208 209 210 213 214 216 219 221 222

Tabellar............................................................ 229

Svarnøkkel til: Vel rett(e) svar ................ 236 Litteratur.......................................................... 238

Stikkordregister............................................... 239

Atom 1.1 Elementærpartiklar Vi meiner i dag at all materie, alt stoff, er oppbygd av atom. Det er mange ulike slag atom, men alle er dei atter oppbygde av mindre einingar, elementarpar tikiar, dei kallar. Etter det vi veit, er desse partiklane like for alle atom. I seinare år er det funne stadig fleire elementærpartiklar, slik at ein no kjenner svært mange. Dei blir rekna for å vere udelelege, men deira rolle i atombiletet er enno uklar. Det er likevel mye som talar for at ein i den nærmaste tida som kjem vil kunne finne ut meir om korleis materien er oppbygd. For den grunnleggjande kjemien som vi her skal bli ført inn i, er det i grunnen berre tre elementærpartiklar ein må ha kjennskap til; det er protonet, nøytronet og elektronet. Dei atoma vi kjenner, er ulike i det at dei inneheld ulike mange av desse tre elementærpartiklane. Atoma kan etter det ordnast etter stigande tal på ein av desse partiklane. Elektronet blei oppdaga i 1897 av den engelske fysikaren J. J. Thomson. Eit elektron har ein negativ elektrisk ladning, den minste som er påvist. Vi seier at han representerer den elektriske minsteladningen, og bruker vi denne som eining, seier vi at elek­ tronet (r) har ladningen —1. (Målt i vanlege einingar er stor­ leiken av elektronladningen lik 1,602 ■ 10“19 amperesekund.) Elektronet kan ikkje delast. Det blir rekna som ein partikkel som snurrar rundt sin eigen akse. Vi seier at det har spinn. Fordi det har elektrisk ladning, vil det skape eit magnetisk felt når det er i rørsle. Det vil dg bli avbøygd i eit elektrisk eller magnetisk felt, jf. fig. 1.1.

Protonet blei dg omtala før år 1900. Det var vanskelegare å få klarlagt alle eigenskapane ved det, og ei rekkje forskarnamn er knytte til dei grunnleggjande oppdagingane. I dag veit vi at det har ein masse som er 1836 gonger så stor som elektronmassen. Det har ein elektrisk ladning som er like stor som elek­ tronladningen, men det er positivt elektrisk. Ladningen er E

Nøytronet blei først oppdaga i 1932 av engelskmannen J. Chadwick. Det har ein masse som er litt større enn massen av proto1. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

1

Fluorescerende skjerm Fig. 1.1. J. J. Thomsons eksperi­ ment. Ved å sende ein straum av elektron gjennom eit lite hol i ei plate fekk han ein tynn stråle. På den fluorescerande skjermen gir strålen eit lyspunkt a. Ved å la plata ved D’ bli ladd positivt blei strålen avbøygd og trefte skjermen ved b. (J. J. Thomson 1856—1940. Engelsk professor i fysikk ved Cambridge universitet.)

Ernest Rutherford (1871 — 1937). Britisk fysikar, fødd på New Zea­ land. Professor ved universiteta i Montreal, Manchester og Cam­ bridge. Nobelprisen i kjemi i 1908 for arbeida med elementærpartiklane.

2

net, 1838 gonger elektronmassen. Som namnetseier, erdet^Åtrisk nøytralt. Det kan ikkje eksistere lenge fritt utafor atomet. Det vil i så fall kløyve seg, og gir da eitt proton og eitt elektron.

1.2 Atommodellar Frå hundreårsskiftet har ei rekkje av dei fremste vitskaps­ mennene i verda vore med og granska ut atomet. Mange små oppdagingar, uviktige å sjå til, har etter kvart blitt sette saman til det biletet vi i dag har av atomet. Men dette biletet, eller rettare sagt desse bileta, er og blir førestellingar, model­ lar, som gir uttrykk for dei eigenskapane som ein har funne ved forsøk at atoma har. Alt for 60 år sidan hadde ein komme fram til nokså faste bilete av atoma. I 1911 sette briten Ernest Rutherford fram teorien om ein positiv kjerne i sentrum av eit system av krinsande negative elektron — eit slag submikroplanetsystem. I 1913 gjorde dansken Niels Bohr dette biletet betre ved å plassere elektrona i bestemte banar rundt kjernen. Banane representerte heilt bestemte energinivå, stasjonære tilstandar, og mellom desse energinivåa kunne elektrona ikkje vere. Bohrs teori blei opp gjennom åra stadig betra, men enda i si mest utvida form kan han ikkje gi fullgod forklaring på korleis dei meir kompliserte atoma er oppbygde. Saman blei dei to teoriane kjende som Bohr-Rutherfords atombilete, og det har ført til store framsteg for kjemien. I 1924 kom den franske fysikaren Louis de Broglie for første gong med det synet at elektrona dg har ein bølgjenatur. Same året blei dette eksperimentelt påvist av amerikanarane Davisson og Germer. Med det var grunnlaget lagt for den bølgjemekaniske oppfatninga av atomet (la mécanique ondulatoire). Dei viktigaste teoriane på dette området, som dg blir kalla

Fig. 1.2. Romskisse av eit atom øvst og planskisse av eit atom nedst.

kvantemekanikk, er framsette av folk som tyskaren Werner Heisenberg, austerrikaren Erwin Schrbdinger og engelskman­ nen Paul Dirac. Resultata frå bølgjemekanikken er ikkje lette å måte inn i kjemien. Det gjekk mange år før dei blei så klare at dei kunne brukast i kjemiopplæringa. Amerikanaren Linus Pauling er ein av dei som har gjort mest for å klargjere dei bølgjemekaniske teoriane, slik at dei har komme meir til nyttes i den grunnleggjande kjemien. Enda om det vi kallar «Bohrs atom» no er gammaldags, har mange av omgrepa og uttrykka som blei brukte om det, blitt ståande, og dei blir framleis brukte. Først og fremst tenkjer vi her på uttrykka «elektronbane», «elektronskal» og «energinivå». Bohr-Rutherfords førestelling er såpass enkel at ho høver godt til forklaring i den grunnleggjande kjemiopp­ læringa, for her tek ein først og fremst sikte på å klarleggje dei kjemiske tilhøva for dei enklaste atoma.

1.3 Bohr-Rutherfbrd-atomet I dette biletet har ein gitt atomet eit slag kulefasong. I sentrum av kula er det ein kjerne, og rundt kjernen krinsar elektrona i stor fart i ymse banar. Fig. 1.2 viser ei romskisse av denne modellen. Til vanleg teiknar ein ikkje rommodellar, men planmodellar, slik at banane blir sirklar rundt kjernen, sjå fig. 1.3. Kjernen er ei samling av dei positive ladde protona og dei nøytrale nøytrona. Kjernen har positiv ladning. Ladningen er større dess fleire proton der er. Talet på proton i kjernen kallar vi atomnummeret, og vi nemner det med bokstaven Z. Rundt kjernen i relativt stor avstand krinsar elektrona med sin negative ladning. Talet på elektron i eit normalt atom er like stort som talet på proton i kjernen. Med andre ord: Dei negative ladningane veg opp dei positive, systemet er elektrisk nøytralt.

+ 1 elektron =

Fig. 1.3. Opptak av elektron gir overskot av negativ ladning.

FLUORATOM F Niytralt atom.

FLUORION FNegativt ion.

3

Dersom det er for få elektron i høve til den positive kjerneladningen, får vi eit system med positiv overladning. Er det for mange elektron i høve til kjerneladningen, får vi negativ overladning. Slike ladde atom er døme på det vi kallar ion. Protoner 5 Niytroner 5

Protoner 5 Niytroner 6

1.4 Grunnstoff

Massetatl 10

Massetall

Vi skjønar at når massen av proton og nøytron er så mange gonger større enn elektronmassen, så er det aller meste av atommassen samla i kjernen. Talet på nøytron i kjernane kan vere så ymse, også i atom med same atomnummer. Vi nemner talet på nøytron med bokstaven N. Summen av talet på nøytron og talet på proton i kjernen kallar vi massetalet for atomet. Vi nemner det med bokstaven A. Vi kan da setje opp denne enkle formelen: A = Z+ N

11

Fig. 1.4. Atomkjernar med like mange proton, men med ulikt nøytrontal. Massane av dei to atoma blir ulike (isotopar).

Korleis nøytrona og protona blir haldne saman i kjernen, er ein enno ikkje fullt klar over, og det ligg utafor vårt pensum å drøfte dette fenomenet. Den positivt ladde kjernen bind så elektrona til seg, dvs. rundt seg, ved elektrisk tildrag. I eit normalt atom er det da slik at om det er 5 proton i kjernen, er det og 5 negative elektron rundt han. Er det 36 proton i kjernen, er det 36 elektron rundt han osb. Dei atoma som har same atomnummeret (Z), høyrer til same kjemiske grunnstoffet. Vi kan derfor definere eit grunnstoff som ei samling av atom med same atomnummer. Av den enkle formelen ovafor går det fram at enda om Z er den same, kan N vere ulik. Dermed kan vi for eitt og same grunnstoffet (same Z) ha atom med ulike massetal (A), sjå fig. 1.4. Men talet på elektron rundt kjernen er det same så lenge Z er den same. La oss ta eit døme: 1) 2)

Eit nuklid er eit bestemt atom med eit bestemt atomnummer, Z, og eit bestemt massetal, A. Fleire nuklid med same atom­ nummer Z, men med ulike masse­ tal A1} A2, A3 osb. kallar vi isotopar. Ulike nuklid med same massetal, men med ulike atomnummer, kallar vi isobarar.

4

A =Z+ N A =9 + 8 A2 =9 + 10

Atom som har same atomnummer, men ulike massetal, kallar vi isotopar. Ay og A2 i dømet her er isotopar.

1.5 Elektrona — kjemiske eigenskapar hos atoma La oss sjå på atoma som kuler. Når to «atomkuler» kjem nær kvarandre', er det som når to vanlege kuler kjem nær kvar­ andre; det er overflatene, eller i alle fall dei ytste laga, som kjem i kontakt.

7?ig. 1.5. Niels Bohr (1885 —1962) ;war professor i fysikk ved Købenriavn universitet frå 1916. Sa­ man med Rutherford blir han vekna som grunnleggjar av dei moderne atomteoriane. Bohr fekk 4

C:

b2 2j2 2/?2

F:

b2 2b 2/>6

N:

b2 2b 2/b

Ne:

lb 2b 2p6

Eksponentane viser elektrontalet.

Vi seier at vi skriv elektron-konfigurasjonen for atoma. I mange tilfelle er det nok å kjenne konfigurasjonane for atoma slik som vi har skrive dei opp her. I andre tilfelle må vi kanskje nettopp ha opplysning om korleis det er med para og upara elektron i eit atom. Da må vi skrive slik som det er vist på fig. 1.17. Tabell T.7 side 232 viser korleis elektrona fordeler seg i alle grunnstoffa.

Atom- Grunnstoff

Fig. 1.17. Teikninga viser elektronkonfigurasjon og spinnretning for elektrona. Merk at først blir 2^-orbitalane fylte med upara elektron. Når alle moglege orbitalar er fylte slik, får vi elektronpardanning.

15

1.11 Oktett regel en * I grunnstoffet neon, atomnummer 10, ser vi at alle 2^-orbitalane er fulle. Vi har da seks elektron på dette energisteget, og alt i alt har vi åtte elektron i skal nr. 2. Vi har da fått fylt alle moglege orbitalar i skal nr. 2, og einaste utvegen vi har for neste atomnummer, nr. 11, er å ta til på eit nytt skal; og i den orbitalen som har lægste energien, nemleg 35, får vi denne konfigurasjonen: Na: I52 252 2pG 3A Det viser seg at det er ein regel som går att for alle atoma, at dei kan ikkje ha fleire enn 8 elektron i det aller ytste skalet sitt. Berre nokre få atom har 8 elektron ytst, og det er ein tydeleg tendens hos alle andre atom at dei prøver å skaffe seg 8 ytst, anten ved å gi frå seg dei som dei har for mye, eller ved å ta opp dei som dei har for lite. Elektrona i ytste skalet kallar vi valens elektron.

1.12 Samandrag Hovudpunkta med omsyn til elektronfordelinga kan vi setje opp slik:

A. Energinivåa er karakterisert ved eit tal som nemner skalet, og ein bokstav som nemner orbitalen. B: Innafor kvart skal finst det eit visst tal orbitalar: Skal « « « « «

nr. 1 har: ein nr. 2 « : ein —«— : tre nr. 3 har: ein —«— : tre —«— : fem

5-orbital som har kjennemerket 15 5-orbital -—«— —«— 2s /j-orbitalar —«— —«— 2p 5-orbital -—«— —«— 35 /^-orbitalar —«— —«— 2>p tZ-orbitalar -—«— —«— 3tZ

(Skala vidare utover er oppbygde på tilsvarande måte.) C: Pauli-prinsippet seier at det i kvar orbital berre kan vere to elektron, og at dei må ha motsett spinn.

D: Energitrappa viser korleis elektrona blir påfylte etter sti­ gande energi. * Det må understrekast at oktettregelen ikkje gjeld absolutt. Spesielt når atoma lagar bindingar med kvarandre, vil dei kunne ha meir enn 8 elektron ytst. Men dette hindrar ikkje at oktettregelen er eit framifrå hjelpemiddel i den grunnleggjande kjemi-opplæringa, og derfor blir han brukt her.

16

Spørsmål og oppgåver

1. Gjer greie for dei viktigaste data for dei tre grunnleg­ gjande elementærpartiklane. 2. Kva for ein elementærpartikkel kan ein studere i eit utladingsrøyr av den typen J. J. Thomson brukte? Teikn skisse og forklar kva som skjer, og kva ein kan finne ut.

3. Korleis er samanhengen mellom massetal, A, nøytrontal, N, og atomnummer, Z, uttrykt matematisk? 4. Definer eit grunnstoff.

5. Definer uttrykka: isotop og nuklid. 6. Kva er eit ion?

7. Kor mange hovudenerginivå er det rundt atomkjernen? Kva kallar ein dei ? 8. Kva for eit av energinivåa i spørsmål 7 har høgste ener­ gien, og kva for eit har den lægste ? 9. Kva meiner ein med eit eksitert atom sett i høve til eit atom i grunntilstanden ? 10. Kva meiner ein med at ioniseringsenergien for hydrogen er 13,6 eV? 11. Vis med enkle skisser kva som skjer med elektrona når vi fører energi til eit atom. 12. Vis med ei enkel skisse korleis ein tenkjer seg at atoma sender ut strålingsenergi som følgje av endringar i elektronplass er ingane.

13. Ei gul linje i spektret for natrium har bølgjelengda 5890 • 10“10 m. Plancks konstant er 6,62 • 10“34 J • s, og lysfarten er 3,00 • 108 m/s. Rekn ut energien pr. Na-atom som blir utsend med denne lyskvanten, i eininga joule.

14. Kva meiner vi med den stegvise elektronoppbygginga ? 15. Plasser elektrona i dei rette energistega for grunnstoff nr. 7.

16. Forklar med skisse kva det vil seie at energinivået 4j overlappar 3iZ-nivået. 17. Kva meiner vi med ein orbital i det atombiletet vi har lært?

18. Kva form har 5-orbitalane? 19. Teikn i eit romkoordinatsystem dei tre ^-orbitalane. 20. Kva seier Paulis prinsipp ? 2. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

17

21. Kva seier Hunds regel? 22. Vis med ei skjematisk teikning elektronfordelinga for grunnstoff nr. 12. Vis para og upara elektron i dei ymse orbitalane.

23. Kva meiner vi med valenselektrona hos eit grunnstoff? 24. Kva er atomnummeret for atomet som har ein elektronkonfigurasjon vi kan skrive slik: h2 2A2/ 3j23/>5?

25. Skriv på same måten som det er gjort i oppgåve 24, elektronkonfigurasjonen for grunnstoff nr. 20 og nr. 21. 26. Kva meiner vi med oktettregelen ?

Vel rett(e) svar

(Merkn. Skal desse spørsmåla ha nokon verdi, må ein ha stutt tid på dei. Anten kan ein gi ei rekkje slike spørsmål eller ta med nokre færre saman med andre typar av oppgåver, slik at ein må områ seg fort.) 1. Det maksimale elektrontalet som det er teoretisk mogleg å ha i P-skalet er:

a) 49, b) 50, c) 72, d) 98 2. Talet på valenselektron for nitrogen er:

a) 3, b) 5, c) null, d) 7

3. I eit atom vil elektrona vere plasserte i bestemte hovudenerginivå (hovudkvantetal). Kor mange elektron vil det i alt vere som kan ha hovudkvantetalet fire (4) ? a) 2, b) 8, c) 32, d) 64 4. Oktettregelen seier at: a) Det kan aldri vere meir enn 8 elektron i eit skal. b) Talet 8 er det maksimale talet på energinivå rundt atomet. c) Det kan aldri vere meir enn 8 elektron i ytste skalet, d) Det er alltid 8 elektron i ei binding.

5. Kva for eit hovudenerginivå (skal) rundt ein atomkjerne har lægste energien?

a) b) c) d)

18

Det med 8 elektron i. Det ytste. Det som har 6 elektron i skalet. Det som er nærmast kjernen.

6. Dei elektronspranga som er årsak til utsending av synleg lys i eit hydrogenspektrum (Balmer-serien), kjem av:

a) Sprang av elektron mellom ytste og nest ytste energi­ nivå. b) Sprang frå ytre energinivå ned til det nest inste nivået. c) At den tilførte energien til elektrona er for stor. d) Sprang frå dei inste energinivåa til alle dei andre. 7. Kva er stort sett avgjerande for kjemiske reaksjonar? a) b) c) d)

Elektrona i dei ytste energinivåa. Talet på isotopar som grunnstoffet kan ha. Høvet mellom proton og nøytron i kjernen. Dei kreftene som held kjernen saman.

8. Hunds regel uttalar seg om:

a) b) c) d)

Talet på elektron i dei inste energinivåa. Om dei ulike spektra ein kan vente frå atomet. Høvet mellom kjerneladning og nøytron. Fyllinga av para og upara elektron i orbitalane.

9. Paulis prinsipp uttalar seg om:

a) Relasjonen mellom atomnummer, massetal og nøytrontal. b) Kor mange ion eit grunnstoff kan ha. c) Kor mange elektron det er i kvar orbital, og korleis spinna deira må vere. d) Kor mange elektron det maksimalt kan vere rundt kjernen i eit atom med eit bestemt atomnummer.

Forsøk og demonstrasjonar

1. Gjer forsøk som viser at positiv og negativ elektrisitet dreg kvarandre til seg. 2. Lag — anten ved tavleteikning eller modellar — ei energitrapp, og la elevane fylle ut stega med dei rette orbitalkjennemerka. (Er det amfi i klasserommet, kan det brukast, og elevane kan plasserast i rett tal oppover.) 3. Teikn opp ei rekkje atommodellar, og la elevane finne ut kva for atomnummer dei har. Sett opp skal og orbitalkjennemerke, para og upara elektron o.l. 4. Vis filmar om atom og atombygnad. (Statens Filmsen­ tral m. a.)

Tilvising:

Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 14. 19

Grunnstoffa - det periodiske systemet 2.1 Grunnstoff — element I avsnittet 1.4 har vi alt definert omgrepet grunnstoff. Vi kjenner i dag 105 grunnstoff. * Alle har ved internasjonal av­ tale fått eit namn og eit kjemisk teikn. Det kjemiske teiknet er ei enkel avstytting på ein eller to bokstavar av det latinske eller greske namnet på grunnstoffet. Systemet har vore i bruk sidan svensken Berzelius i 1813 gjorde framlegg om det. Nokre døme viser norske namn, latinske og greske namn og kjemisk teikn:

Oksygen -— Hydrogen -— Nitrogen — Jern — Tinn — Sink -—

Oxygenium Hydrogenium Nitrogenium Ferrum Stannum Zincum

— — — — — —

O H N Fe Sn Zn

I dei fleste tilfella fell avstyttinga saman med ei naturleg avstytting av det norske grunnstoffnamnet. Det er derfor ikkje så vanskeleg å lære seg dei mest vanlege avstyttingane. Tabell 2.1 er ei alfabetisk liste over alle grunnstoffa med kjemisk teikn. Førekomst i naturen. Dei fleste grunnstoffa vi kjenner i dag, finst i større eller mindre mengd på jorda eller i atmosfæren. Nokre av grunnstoffa finst frie og reine, men dei andre har bunde seg saman på ymse måtar. Likevel er det råd å rekne ut kor stor del kvart av dei einskilde grunnstoffa utgjer av jordmassen. Ei slik utrekning viser at nokre få stoff dominerer. Meir vanleg er det å rekne ut kor mye det er av dei ulike grunnstoffa i det vi kallar jordskorpa. (Jordskorpa reknar vi frå overflata og 50 km ned.) Også her er det nokre få stoff som utgjer det meste av massen. Som vi ser av fig. 2.1, er det om lag 10 grunnstoff som dominerer massen. Alle dei andre utgjer berre små brøkdelar, enda dei kan vere mellom dei mest kjende og brukte stoffa, til dømes bly, kopar, svovel og jod. * I 1970 melde amerikanske forskarar frå at dei hadde funne grunnstoff nr. 105. Det har fått namnet hahnium, kjemisk teikn Ha.

20

Oksygen 507»

Andre 17» 0,9 7» H Silisium 257» 2'6 7» Na 3,57» Ca Fig. 2.1. Massefordeling av grunn­ stoff i jordskorpa.

7,57»k\

Eit liknande bilete kan vi setje opp for heile jorda med jordatmosfæren. Det vil da sjå litt annleis ut, men hovudinn­ trykket, at nokre få stoff utgjer det meste av massen, gåt att her dg. Oksygen er det dominerande stoffet; silisium, alumi­ nium og jern kjem nest etter.

2.2 Atomvekt (relativ

atommasse)

Dei absolutte massane av atoma har liten interesse. Massen av eit hydrogenatom til dømes reknar ein for å vere av storleiksordenen 1,7 • 10~27 kg. Kjemikarane er mest interesserte i det innbyrdes massehøvet mellom dei ymse grunnstoffa, dei relative atommassane. For dette omgrepet har ein ført inn ordet atomvekt, som da er eit bestemt tal for kvart grunnstoff og har eininga 1. Når ein skal fastsetje atomvektene bruker ein i dag som ut­ gangspunkt karbon-nuklidet ‘gC. I dette nuklidet er Z — 6 og N = 6 og A = Z + N = 12. Vi skriv ofte slike nuklid berre med massetakt og det kjemiske teiknet, i dette tilfellet 12C. Atomvekt er etter Norsk Standard 1020 definert som:

«Middels atommassefor eit grunnstoff med naturleg isotopsamansetning dividert med 1/12 av massen til eit atom av nuklidet 12C.» Døme: Atomvekta for bly er 207,19, og atomvekta for klor er 35,453. (NB: eininga er altså 1.) Tabell 2.1 viser atomvektene for alle grunnstoffa. Ordet atommasse skal etter dei internasjonale vedtektene berre brukast om nuklid, nettopp for å skilje det frå ordet atomvekt, som skal brukast om grunnstoff. Vi kan derfor snakke om massen av nuklidet 12C, medan vi må seie atom­ vekta for grunnstoffet karbon. Atommassar gir vi ofte eininga u. Pr. definisjon er u = 1/12(12C)-massen, som atter = 21

1,6604 • 10“27 kg. Eininga u kan ein bruke om nuklidmassar og til dømes om massen av proton, nøytron og elektron. Men ho skal ikkje brukast for atomvekt eller molekylvekt.

2.3 Grunnstoffa er blandingar av isotopar Når vi framstiller eit grunnstoff «kjemisk reint», kan vi likevel ikkje unngå å få ei blanding av isotopane av dette grunnstoffet. Grunnen er at isotopane har like mange proton i kjernen og dermed like mange elektron rundt han. Da det er elektrontalet som avgjer dei kjemiske eigenskapane, vil vi ikkje kunne skilje isotopane frå kvarandre på nokon kjemisk måte. Framstiller vi reint hydrogen til dømes, får vi -— same kor mye vi «reinsar» det -— ei blanding av isotopen med masse­ tal 1 og isotopen med massetal 2. Blandinga av desse er slik at hydrogengassen vi får framstilt, inneheld 99,985 % (H med atomvekt 1,00783 og 0,015% med atomvekt 2,01410. Vi finn at atomvekta for hydrogen må vere 1,00798. Oksygen, framstilt reint, er ei blanding av isotopane O—16 (99,76%), O—17 (0,04%) og O—18 (0,20%), som har atom­ vektene 15,994, 16,999 og 17,999. Kjemisk reint klor inneheld alltid isotopane: 01-35 (75%) og Cl-37 (25%), som har atom­ vektene 34,968 og 36,965. Atomvekta for klor er funnen lik 35,45. Bor har isotopane B—10 (18,8%) og B—11 (81,2%), som har atomvektene 10,012 og 11,009. Fig. 2.2 viser kjernane for borisotopane. 78,8%

Fig. 2.2. Grunnstoffa er som regel ei blanding av fleire isotopar. Her er dei to for bor.

87,2%

Bland inga gir 10,81 atomvekta for bor

Tabell 2.1. Tabell over grunnstoffa. Utgangspunkt: karbon-nuklidet 12C = 12

22

Namn

Atomnr.

Actinium ................................. Aluminium.............................. Americium.............................. Antimon................................... Argon. . . ................................... Arsen ....................................... Astat .........................................

89 13 95 51 18 33 85

Kjem, teikn Ac Al Am Sb Ar As At

Atomvekt (227) 26,98 (243) 121,75 39,95 74,92 (211)

(Tabell 2.1 framh.)

Namn

Barium......................................... Berkelium.................................. Beryllium.................................... Bly............................................... Bor ............................................. Brom........................................... Californium............................... Cerium...................................... Cesium......................................... Curium...................................... Dysprosium ............................. Einsteinium ............................. Erbium...................................... Europium.................................. Fermium .................................. Fluor ........................................... Fosfor ........................................ Francium.................................... Gadolinium ............................. Gallium .................................... Germanium............................... Gull............................................. Hafnium.................................... Hahnium .................................. Helium ...................................... Holmium .................................. Hydrogen.................................. Indium ...................................... Iridium...................................... Jern............................................. Jod ............................................. Kadmium.................................. Kalium............................. .. Kalsium .................................... Karbon...................................... Klor ........................................... Kobolt ...................................... Krom ........................................ Krypton...................................... Khurchatorium...................... Kvikksølv.................................. Lawrencium............................. Litium ...................................... Lutetium .................................. Magnesium ............................. Mangan .................................... Mendelevium........................... Molybden..................................

Atomnr. 56 97 4 82 5 35 98 58 55 96 66 99 68 63 100 9 15 87 64 31 32 79 72 105 2 67 1 49 77 26 53 48 19 20 6 17 27 29 24 36 104 80 57 103 3 71 12 25 101 42

Kjem, teikn

Ba Bk Be Pb B Br Cf Ce Cs Cm Dy Es Er Eu Fm F P Fr Gd Ga Ge Au Hf Ha He Ho H In Ir Fe I Cd K Ca C Cl Co Cu Cr Kr Kh Hg La Lr Li Lu Mg Mn Md Mo

Atomvekt 137,34 (247) 9,01 207,19 10,81 79,90 (251) 140,12 132,90 (247) 162,50 (254) 167,26 151,96 (253) 18,99 30,97 (223) 157,25 69,72 72,59 196,97 178,49 (261) 4,00 164,93 1,008 114,82 192,20 55,85 126,90 112,40 39,10 40,08 12,01 35,45 58,93 63,54 52,00 83,80 (260) 200,59 138,91 — 6,94 174,97 24,31 54,94 (256) 95,94

23

(Tabell 2.1 framh.) Namn

Atomnr.

Natrium..................................... Neodym ................................... Neon......................................... Neptunium............................... Nikkel....................................... Niob ......................................... Nitrogen................................... Nobelium................................. Oksygen ................................... Osmium..................................... Palladium................................. Platina ..................................... Plutonium .............................. Polonium ................................. Praseodym................................. Promethium............................ Protactinium .......................... Radium ................................... Radon ....................................... Rhenium ................................. Rhodium ................................. Rubidium................................. Ruthenium............................... Samarium................................. Scandium ................................. Selen......................................... Silisium..................................... Sink............................................ Strontium................................. Svovel ....................................... Sølv........................................... Tantal....................................... Technetium ............................ Tellur ....................................... Terbium ................................... Thallium ................................. Thorium................................... Thulium ................................... Tinn ......................................... Titan......................................... Uran ......................................... Vanadium .............................. Vismut ..................................... Wolfram ................................... Xenon....................................... Ytterbium................................ Yttrium..................................... Zirkonium .* ............................

11 60 10 93 28 41 7 102 8 76 46 78 94 84 59 61 91 88 86 75 45 37 44 62 21 34 14 30 38 16 47 73 43 52 65 81 90 69 50 22 92 23 83 74 54 70 39 40

Kjem, teikn

Na Nd Ne Np Ni Nb N No O Os Pd Pt Pu Po Pr Pm Pa Ra Rn Re Rh Rb Ru Sm Sc Se Si Zn Sr S Ag Ta Tc Te Tb TI Th Tm Sn Ti U V Bi W Xe Yb Y Zr

Tala i parentes er noko usikre.

24

Atomvekt

22,99 144,24 20,18 (237) 58,71 92,90 14,01 — 15,99 190,2 106,4 195,09 (242) (210) 140,90 (147) (231) (226) (222) 186,2 102,90 85,47 101,07 150,35 44,96 78,96 28,09 65,37 87,62 32,06 107,87 180,95 (99) 127,60 158,92 204,37 232,03 168,93 118,69 47,90 238,03 50,94 208,98 183,85 131,30 173,04 88,90 91,22

2.4 Det periodiske systemet I eldre tider var mykje vitskapleg kjemisk arbeid knytt til måling av atomvektene. Dei sette og opp mange rekkjer og oppstillingar som prøvde å gruppere grunnstoffa etter kjemiske eigenskapar og atomvekter. Dei mest ideelle av slike oppstillingar blei sette opp av russaren Dmitrij Ivanovitsj Mendelejev i 1869, og noko seinare same året av tyskaren Lothar Meyer. Ubundi av kvarandre hadde dei komme fram til ei ordning av grunnstoffa i periodar og grupper. Mendelejevs system var det mest fullkomne, og det er hans oppstilling som er utbygd vidare i moderne tid og ber namnet det periodiske systemet. Systemet hans inneheldt dei 65 grunnstoffa som den gongen var kjende. Men på grunnlag av systemet kunne han spå at fleire grunnstoff ville bli funne etter kvart, og i nokon mon kva eigenskapar dei ville ha. Systemet av 1869 ordna alle stoffa etter stigande atomvekter i 8 grupper og 5 periodar. I dag seier vi at systemet er ei ordning av alle grunnstoffa etter aukande tal på positive ladningar i atomkjernen, det vil seie etter stigande atomnummer. Vi har før gått igjennom korleis elektronfordelinga i atoma blir oppbygd. Vi har dg tala om oktettregelen, som seier at atoma ikkje har meir enn åtte elektron i det vi kallar det ytste skalet, det vil seie det ytste hovudenerginivået. Det periodiske systemet tek først og fremst omsyn til desse nivåa eller skala. Vi har alt sett at når vi går frå eitt atomnummer og opp til det neste, skal vi plassere det nye elektronet i den ledige orbi­ talen som har lægste energien. Ser vi bort frå denne finfor­ delinga og berre ser på skala, kan vi bruke denne oppstillinga: Elektronauken ved overgang frå eitt atomnummer til eit høgre kan komme: Somme av hovudgruppene har særskilde namn frå gammalt av. Gruppe I A kallar vi alkalimetall Gruppe II A kallar vi jordalkalimetall Gruppe VII A kallar vi halogen Gruppe VIII A kallar vi edel­ gassar

1. I ytste skalet, i j- eller />-orbitalar

(Hovudgruppene)

2. I nest ytste skalet, i

” Aktinid (5/)

'Lantanid (4/) Sjeldne jordmetall

71

Lr

103

Lu 174,9

Tabell 2.2. Det periodiske systemet.

w 2 CM

§o|[

86

Korresponderande syre

Tek vi for oss den allmenne syreformelen HB, så vil vi måtte kløyve denne formelen for å kunne vise at stoffet har syreeigenskap. Vi seier at syra protolyserer (dissosiere/) * i H+ og B_, og vi skriv: HB H+ + BVi ser nedafor nokre av dei mest vanlege syreformlane og deira protolyse. Merk at også ion kan vere syrer. (Legg særskilt merke til NH4+.) Syre:

HC1

hno3 HCN H2SO4

hso4nh4+

Korresponderande base:

Proton:

> > > •> > >

H+ H+ H+ H+ H+ H+

+

ci-

+

no3-

+

CN-

+

hso4-

+

NH3

+

so4—

Vi ser at stoffet H2SO4 (svovelsyre) har to H+ som kan skiljast frå i tur og orden. Vi seier at det er ei toverdig syre. Det finst dg både treverdige og fireverdige syrer. (Uttrykket toprotisk syre blir dg brukt.) Lewis’ syrejbase-definisjon I 1923 sette amerikanaren Gilbert N. Lewis fram sin syre/baseteori. Denne har ikkje blitt så allment brukt som Brønsteds teori, men han har nokså stor interesse, og er m. a. svært viktig i teorien for organiske syrer og basar. Lewis knyter syre- og base-eigenskapane til elektronpar i staden for til protonet, som Brønsted gjer. Etter Lewis er ei syre eit stoff som kan ta imot eit elektronpar. Ein base er eit stoff som kan gifrå seg eit elektronpar. * Orda dissosiere, ionisere og protolysere blir delvis brukte om kvarandre i kjemisk litteratur. Ordet dissosiere er det som dekkjer mest. Det er avleidd av det latinske dissociare, som tyder å kløyve eller skilje åt. I kjemien blir det brukt om kløyvingar av fleire ulike slag. Somme av desse kløyvingsprosessane har fått spesielle namn, slik som termisk dissosiasjon og elektro­ lytisk dissosiasjon. Dissosiasjon som resulterer i ion, heiter i engelsktalande land oftast ionization. Ein protolyse kan seiast å vere resultatet av ein prosess der det har skjedd ein dissosiasjon av H+-ion.

107

Ein syre/base-reaksjon blir ved det definert som ein prosess der basen gir eit elektronpar til syra, og der ein så får ei koordinert binding mellom dei to. Døme: Basen NH3 reagerer med syra Ag+ (hydrogenelektrona er symboliserte med *)

2 NH3 + Ag+

[Ag(NH3)2]

9.2 Eigenprotolyse hos vatnet

(autoprotolyse)

Reint vatn er ein særs veik elektrolytt. Om vi gjer eit forsøk som det vi såg i kapittel 3, vil vi ikkje få så stor straum gjennom vatnet at vi får ei vanleg lampe til å lyse. Men om vi set inn ei glimlampe, som lyser ved ein straumgjennomgang på berre nokre få milliampere, vil vi sjå at denne lampa lyser. Vatnet inneheld altså nokre få ion. Ved 25 °C er om lag 0,0000002% av vatnet ionisert. Det stiller seg inn ei jamvekt, som vi skriv: H2O

H+ + OH~

Jamvekta er svært sterkt forskoven til venstre. Jamvektskon­ stanten er med andre ord eit svært lite tal.

Bruker vi Guldberg-Waages lov på likninga, får vi: [H% • [OH-] [H2O]

Fig. 9.2. Skjematisk framstilling av reaksjonen mellom proton og vassmolekyl. Det skjer ein protolyse, og det blir laga H3O+. Dette er det karakteristiske ionet for syrer som er løyste i vatn.

108

No er [H2O] eit stort tal som vi kan sjå på som konstant i høve til dei små tala for [H+] og [OH-]. (Talet for H2O kan vi lett rekne ut: Molekylvekta for H2O = 18, og ein liter er lik 1000 gram. [H2O] skal vi ha i mol pr. liter. Det vil seie 1000 g/liter : 18 g/mol 55,5 mol/liter.) Vi slår derfor tal­ verdien av [H2O] inn i K og får ein ny konstant, som vi kallar Å'w eller ioneproduktet for vatn. Denne konstanten kan ein dg måle, og han er ved romtemperatur (25 °C): Vw = 1,0- 10~14

9.3 Syrer og basar i vatn Som det går fram av Brønsteds definisjon, så gjeld denne utan omsyn til kva for eit løysingsmiddel vi bruker. I den grunn­ leggjande og i den praktiske kjemien er det likevel berre eitt løysingsmiddel som har interesse i denne samanhengen, og det er vatn. I all praktisk kjemi bruker vi og talar vi om syrer og basar oppløyste i vatn. Det er derfor rimeleg at formelen for vatn, H2O, spelar ei stor rolle i desse tilfella. Som før nemnt har det vist seg at protona ikkje kan eksistere fritt. Dei må knyte seg saman med noko og lage ei større

Fig. 9.3. Skjematisk framstilling av reaksjonen mellom base og vatn. B_ tek H+ frå vassmolekyla. Resten av vassmolekyla trer da fram som OH~-ion. Dette ionet er karakteristisk for basar som er løyste i vatn.

109

eining. For at eit stoff skal få vist syreeigenskapen sin og få gitt frå seg H+, må det derfor vere eit anna stoff som kan ta opp protonet. Slår vi ei syre i stoffet vatn, er det vassmolekylet som må ta opp protonet. Dei slår seg i hop og lagar eit nytt ion som vi kallar oksonium-ionet (før hydroniumionet), H3O+. For syra HB i vatn kan vi derfor skrive protolysen slik:

HB + H2O -+ H3O+ + BFor ein base kan vi gjere eit tilsvarande resonnement: Basen B_ må ta opp H+ for å få vist baseeigenskapen sin. Slår vi han i vatn, må han ta protonet frå vassmolekylet HOH, og vi kan skrive:

B- + HOH -> BH + OHOH- -ionet kallar vi hydroksydionet. Vi kan derfor slå fast: I løysning i vatn vil ei syre vere karak­ terisert ved H3O+-ion og ein base ved OH~-ion. Ser vi på korleis sjølve vassmolekylet ter seg i prosessane ovafor, ser vi at det i det eine tilfellet tek opp eit H+ og i det andre tilfellet gir frå seg eit H+. Med andre ord: Vatnet har den eigenskapen at det kan te seg både som syre og som base. Slike stoff kallar vi amfotere stoff. Vatn har amfotere eigenskapar, det er ein amfolytt.

9.4 Syre/base-indikatorar Det viser seg at mange fargestoff har den eigenskapen at dei får ulik farge i syre og i base. Desse stoffa høver derfor godt til å vise (indikere) på ein lettvint måte om vi har for oss ei syre eller ein base. Til slike føremål vel ein ut dei fargestoffa som høver best. Vi kallar dei indikatorar. Først brukte ein berre plantefargestoff som lakmus, men etter kvart har ein teke i bruk ei rekkje andre stoff. Tabell 9.1. Vanlege indikatorar Lakmus ................. Metyloransje........... Fenolftalein.............

110

Farge i Syre

Vatn

Base

blåraud blå raud raud gul gul fargelaus fargelaus raud

Fig. 9.4. Eit moderne /?H-meter. Elektroden til høgre er stukken ned i den væska ein skal måle />H-verdien for. Visaren gjer straks utslag over ein stor skala der ein kan lese av />H for væska.

9.5 Surleiksgrad — pH * * Elevane må ha kjennskap til logaritmar før ein les dette av­ snittet.

I ei sur løysning vil konsentrasjonen av H+ (eller rettare H3O+) gi oss eit mål for surleiksgraden. Konsentrasjonen av H+, gitt i mol pr. liter, skriv vi som [H+], og vi kallar han hydrogenionekonsentrasjonen. Oftast er det her tale om små tal, t. d. 0,0001 eller 10-4 mol/1. I staden for å bruke desse små tala tek vi logaritmen til talverdien av [H+] med motsett forteikn; denne storleiken kallar vi I dette dømet blir lg 10-4 = —4. Derfor blir />H = 4.

Det var dansken S. P. Sørensen som i 1909 først gjorde framlegg om uttrykket />H. Det skulle vere avstytting for uttrykket «potensialeksponenten for hydrogenionekonsentrasjonen».

Definisjon: er logaritmen til talverdien av hydrogenionekon­ sentrasjonen med motsett forteikn. Døme 1:

[H+] = 0,001 = 10~3 pH = — lg 10"3 = + 3,0 pH. = 3

Døme 2:

[H+] = 10~2-5 pH. = — lg 10"2-5 = + 2,5 111

Oransje

Fig. 9.5. Oversyn over omslagsområda for nokre vanlege indika­ torar. Fargeskifte og plassering på />H-skalaen er påførte.

Ved eit enkelt resonnement, bygd pa masseverknadslova, kan vi også finne ut at hydrogenionekonsentrasjonen sam­ stundes vil gi oss eit mål for konsentrasjonen av OH i basiske løysningar. loneproduktet for vatn er [H+] • [OH-] = 10-14. Da [H+] i reint vatn må vere det same talet som [OH-], får vi av dette at [H+] = [OH-] = 10-7

For vatn er altså pFL = 7.

Har vi ein base i vatnet, vil [OH-] auke. La oss seie talet blir 10-4. loneproduktet for vatn må framleis vere det same, og vi får: [H+] • 10-4 = 10-14 10-14 Det gir [H+] = = i0->» />H = — lg[H+] = - Ig 10-“ = w

112

I eit anna tilfelle er hydroksydionekonsentrasjonen mindre, til dømes [OH“] = 10-6. På same måten som ovafor får vi:

[H+] • IQ’6 = 10-14 som gir

10“14

[H+] = -yy-_— = 10~8 og

= 8

Vi kan altså slå fast at hydrogenionekonsentrasjonen og dermed pVY kan brukast som mål også for basar. På denne måten kan vi setje opp ein skala, pH-skalaen, som gjeld for både syrer og basar. Her finn vi at vatn har pVL = 7. Vi seier at vatn er nøytralt. Alle sure løysningar har under 7. Alle basiske løysningar har pVL over 7. Fargeindikatorane viser seg å skifte farge på ulike område på /?H-skalaen.

Metyloransje har omslagsområdet pH. 3,1—4,4 Lakmus har omslagsområdet pVL 5,0—8,0 Fenolftalein har omslagsområdet pH 8,2—10 Ved hjelp av desse og andre indikatorar har vi da ein utveg til å finne ut kva pVL ei løysning har. Til meir nøyaktige målingar bruker vi moderne elektriske apparat, såkalla pVLmeter.

9.6 Syre/base-styrke Dess større evne ei syre har til å gi frå seg proton, dess sterkare er ho som syre. Dess større evne ein base har til å ta opp proton, dess sterkare er han. Skal vi samanlikne styrken av syrer, må vi samanlikne syrene mot ein og same basen. Og omvendt: Skal vi saman­ likne basestyrkar, må det skje mot ei og same syra. Det amfotere stoffet vatn kan da, som vi skjønar, brukast både ved syremålingar og basemålingar, og vatn er da dg den einaste samanlikningsvæska som blir brukt ved slike må­ lingar. La oss tenkje oss at vi skal samanlikne styrken av ulike syrer. Det vi ønskjer å finne ut, er kva for ei syre som har største evna til å gi frå seg proton til vatn. Vi må da ta samsvarande mengder av syrene og setje til like store mengder vatn. La oss seie at vi tek 1/10 mol av kvar syre og lagar ein liter løysning. Da blir løysningane 1/10 molare. Ved målingar av konduktivitet (spesifikk elektrisk leiingsevne) er det råd å finne ut i kor stor monn syremolekyla har gitt frå seg H+ under desse 8. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

113

tilhøva. Vi finn kanskje at for den eine syra er bort imot alle HB-molekyla kløyvde, medan det for den andre berre er halvparten. Det er fleire måtar å registrere dette på. Greitt er det å måle protolysen i prosent. Ei sterk syre vil med den nemnde fortynninga vere meir enn 50% protolysert, medan ei veik syre t. d. berre er 3%. Tabellen nedafor viser protolyseprosenten for nokre vanlege syrer. Når basene kjem i vatn, vil dei ta opp proton frå vatnet. Dess fleire proton ein base tek opp, dess sterkare er basen.

B- + H2O = BH + OHDet er derfor rettare å seie at det er vatnet som dissosierer meir eller mindre når ein base blir løyst opp i det. Men for vanleg måling vil det komme ut på eitt. Vi finn ut kor stor protolyseprosent vi har i den 1/10 molare løysninga vår (sjå tabell 9.2).

Tabell 9.2. Nokre vanlege syrer og basar og deira prosentvise protolyse i løysning i vatn. (Tala gjeld for 1/10 molare løysingar.)

Namn

114

Formel

Prosent protolyse i løysning i vatn

meir enn -«-«-«om lag

Saltsyre.................... Hydrogenbromid . . Hydrogenjodid .... Salpetersyre ........... Svovelsyre...............

HC1 HBr HI hno3 h2so4

Fosforsyre ...............

h3po4

15

Eddiksyre ............... Karbonsyre ........... Hydrogensulfid . . . Blåsyre .................... Borsyre ....................

ch3cooh h2co3 h2s HCN h3bo3

1,3 0,12 0,05 0,01 0,01

Kalilut .................... Natronlut ............... Bariumhydroksyd . Kalsiumhydroksyd .

KOH NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2

meir enn 90 -«- 90 om lag 90 -«- 90

Sterke basar

Ammoniakk i vatn

nh3+h2o

1,2

Veik base

Vatn........................

h2o

0,0000002

Amfolytt

90 90 90 90 65

Sterke syrer

Middels sterk

Veike syrer

Sterk syre i vatn HCl ♦ H20

h2o cr h2o h2o H3otr

cr h2o

crHjtfcr h2o Fig. 9.6. Ei sterk og ei veik syre er ulike med omsyn til dissosiasjon.

Veik syre i vatn HCN + H20

cr

hsoh2oh2oh2o h2o+

H20 HjO+ cr HjCTHpO

Fullstendig dissosiasjon

H20 CN" HCN HCN H20 H20 H20 H20 Hj0+H20 HCN HCN H20 HCN H20 HCN H^

Liten dissosiasjon

For basane er eit spesielt tilhøve som bør nemnast, da det elles lett kan gi grunnlag for misforståing: Mange av dei vanlege basane inneheld OH i formelen sin, dvs. dei er hydroksyd (sjå side 110). Av vanlege basar som ikkje er hydroksyd, kan vi nemne ammoniakk, NH3, og soda, Na2CO3, eller rettare karbonationet CO3"". Dei andre viktige basane har formlar som: Natriumhydroksyd (natronlut) Kaliumhydroksyd (kalilut) Kalsiumhydroksyd (kalkvatn) Magnesiumhydroksyd

— — ——

NaOH KOH Ca(OH)2 Mg(OH)2

I alle desse basane er den basiske eigenskapen knytt til OH"-ionet, men vi er likevel nøydde til å skilje dei frå kvar­ andre med ulike namn. Teoretisk vil dg alle andre anion ha ein viss basekarakter. Dei vil kunne ta opp H+ frå vatn slik:

B- + HOH -> BH + OH"

For basen NH3 og nokre andre som ikkje inneheld hydroksydion, vil Brønsteds definisjon vere enklare å forstå. NH$ tek opp proton frå vatn slik: NH3 + HOH

NH4+ + OH"

9.7 Syre/base-jamvekt Vi skreiv autoprotolysen av vatn som ei jamvektslikning. Strengt teke burde vi skrive alle dei andre syre/base-likningane som jamvektsreaksjonar. Men for sterke syrer og sterke basar løyste i vatn er jamvekta skoven mest heilt over til høgre, slik at reaksjonen over til venstre har lita interesse. I reaksjonen HCl + H2O

H3O+ + Cl" 115

Fig. 9.7. Reaksjonen mellom am­ moniakk og vatn. Det ledige elektronparet i NH3-molekylet bind protonet til seg med koordi­ nert kovalent binding. Samstun­ des får vi OH“-ion som gir basisk reaksjon. (Sjå avsnitt 3.10 og 4.3.)

er HC1 dissosiert så godt som 100%, og vi kunne like godt skrive HC1 + H2O = HgO+ + Cl-

Heilt annleis blir det derimot for veike syrer og basar, der berre ein liten del er skoven over til høgre i jamvektsreaksjonen. Døme: NH3 + H2O

NH4+ + OH-

= 1,8 • 10-% d.e. 0,000018

Her er K =

Reaksjonen er med andre ord svært sterkt forskoven til venstre. Jamvektsreaksjonar mellom veike syrer eller veike basar og vatn kan forskyvast til venstre eller til høgre i samsvar med Guldberg-Waages lov, nett som anna jamvekt. Allment for ei syre:

HB + H2O

HgO+ + B"

Aukar vi her konsentrasjonen av ionet B“, skyv vi reaksjonen over til venstre. Dermed minkar konsentrasjonen av H3O+, og løysninga blir «mindre sur». Jamvekt der det går inn ion i løysning, kallar ein ionejamvekt.

9.8 lonelikningar Av det som er sagt, går det fram at i løysningar i vatn treng ein ikkje bruke heile formelen for syra eller basen for å uttrykkje om vi har med ein sur eller basisk eigenskap å gjere. Det er nok å bruke dei to iona som karakteriserer desse eigen­ skapane, nemleg H3O+ og OH-.

Døme: Saltsyre i vatn: HC1 + H2O = H3O+ + Cl Salpetersyre i vatn: HNO3 + H,O = H3O+ + NO3 Allment: Syre i vatn: H3O+ 116

Natronlut i vatn. NaOH + H2O = Na+ + H2O + OHBariumhydroksyd i vatn: Ba(OH)2 d- H2O — Ba+ + -f * H2O + 2 OH" Kaliumhydroksyd i vatn: KOH -j- H2O = K+ + H2O + OHAllment: Base i vatn: OH-

Om vi derfor i ein eller annan prosess berre vil ha uttrykt at det skal vere syre eller base til stades, kan vi nøye oss med å skrive respektive H3O+ eller OH-, slik: sink + ei syre: Zn -j- 2 H3O+ = Zn++ + H2 -f- 2 H2O

Vi vil seinare i boka komme til å bruke slike likningar der vi, som her, ikkje skriv opp ein samanhangande formel, men bruker dei iona vi har i løysningane. Vi seier derfor at vi skriv ionelikningane. For sterke syrer og basar er det også rettare å bruke slike likningar, fordi desse syrene og basane protolyserer mest full­ stendig i vatn. I ei tynn løysning av til dømes KOH i vatn er det så å seie ikkje anna enn K+- og OH--ion og H2O-molekyl. Udissosiert KOH er det overlag lite av. Men i ei veik syre eller ein veik base, t. d. blåsyre, HCN, vil vi berre i liten monn ha ion til stades. I ei løysning av HCN i vatn er det for det meste HCN-molekyl og vatn, H2O, og berre svært lite av H3O+ og CN-.

9.9 Nøytralisasjon — salt Dersom vi som eit eksperiment blandar ei syre og ein base i nøyaktig det høvet at syra gir frå seg akkurat så mange H+ som basen kan ta opp, seier vi at vi nøytraliserer syra med basen. Vi kan kontrollere nøytralisasjonen ved å bruke ein indikator. Resultatet er da at vi får laga vatn og ei ny sambinding som vi kallar eit salt. Om vi ikkje tek med i likninga vatnet som stoffa er løyste i, og vi skriv dei fullstendige formlane for basen NaOH og syra HNO3, skriv vi:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O Men helst bør vi skrive ionelikninga: Na+ + NO3- + OH- + H3O+ = 2 H2O + Na+ + NO3117

Styttar vi av, får vi:

OH- + H3O+ = 2 H2O

Vi markerer ofte eit botnfall ved at vi set ei pil nedover bakafor formelen.

Denne siste likninga viser med andre ord den nettoreaksjonen som går for seg ved kvar nøytralisasjon utan omsyn til kva for ein base og kva for ei syre vi bruker. Hydroksydion slår seg saman med oksoniumion (hydroniumion) og lagar vatn. Skal vi ha tak i det nye stoffet som lagar seg, saltet, må vi dampe bort alt vatnet. Da kjem det i dette tilfellet fram eit kvitt fast stoff, saltet NaNO3. Formlane for salt skriv vi til vanleg slik at vi kan sjå at saltet er samansett av metall og syrerest(ar). Alle salta har lonebinding mellom metall og syrerest. (Det er derfor ikkje korrekt å seie at t. d. saltet NaCl lagar eit molekyl. Det er ei sambinding mellom iona Na+ og Cl-.) Når eit salt løyser seg i vatn, vil den delen av saltet som løyser seg, dissosiere fullstendig i dei iona det er samansett av. Den uløyste delen av saltet vil derimot liggje att som eit fast stoff i vatnet. Stoffet NaNO3 er lettløyseleg i vatn, så vi kan seie at alt ligg føre som ion, Na+ og NO3_. Men det finst mange salt som ikkje er så lettløyselege, og for slike er det eit praktisk spørsmål i kvart tilfelle (etter kva vi ønskjer å vise) om vi skal skrive ioneforma av stoffet eller ikkje. Skal vi til dømes gjere ein nøytralisasjonsprosess mellom Ba(OH)2 og syra H2SO4, skriv vi: Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 4 + H2O

og ionelikninga: Ba++ + 2 OH- + 2 H3O+ + SO4“ = BaSO4 f + 4 H2O Her vil nemleg så godt som alt BaSO4 som lagar seg, vere uløyst i vatn. Det skil seg ut som eit kvitt stoff som søkk til botns i karet. Vi seier det blir eit botnfall av BaSO4. I slike tilfelle skriv vi ikkje ioneforma av saltet, fordi det er så lite som har løyst seg. Går vi no tilbake til sjølve nøytralisasjonsprosessen, merkar vi oss at det er om å gjere å ta nøyaktig så mykje av basen som kan ta opp den bestemte mengda av H+ som syra kan gi frå seg. I kjemien seier vi at vi tek ekvivalente mengder syre og base. (Ekvivalent tyder likeverdig.) Vi får da denne regelen: Blandar vi saman ekvivalente mengder av syre og base, får vi laga eit salt og vatn. Til vanleg vil vi kunne kontrollere med ein indikator at det er ekvivalente mengder av syre og base.

118

Fig. 9.8. Utfelling av tungløyseleg botnfall skjematisk framstilt. An­ ion og kation slår seg i hop.

9.10 Saltformlar og namn Salt kan vi lage på fleire måtar enn ved nøytralisasjon:

1. 2. 3. 4.

ved å løyse eit metall i ei syre, ved direkte reaksjon mellom metall og ikkje-metall, ved reaksjon mellom metalloksyd og ikkje-metalloksyd, ved å felle ut eit tungløyseleg salt.

Vi vil etter kvart sjå døme på det lenger ute i boka. Når vi skal lage formlane for salta, gjer vi det lettast ved å setje opp formelen for syra og byte ut hydrogenion med metallion. Døme:

Syra saltsyre: HC1 (iona H+ og Cl-) Metallet natrium: Na (ionet Na+) Salt: NaCl[Na + Cl-] eller (same syra): Metallet magnesium: Mg (ionet Mg+ + ) Salt: MgCl2 [Mg+ + (Cl-)2]

Har vi ei fleirverdig syre, kan vi få ei rekkje salt av same metallet. For å lage formlane kan vi gå fram på denne måten: Syre: svovelsyre, H2SO4. Metall: kalsium, Ca+ + . 119

Vi skriv først opp formelen for syra med hydrogeniona kvar for seg beint over kvarandre og syrerestionet jamsides: H\ >SO4H+/

Dei to hydrogeniona kan vi tenkje oss blir kvar for seg erstatta med metallionet. Derfor tek vi først bort det eine hydrogenionet for å sjå kva for ei ionegruppe som blir ståande att. Vi vil byte ut det øvste H+ med metall først og tek det derfor bort. Det som blir ståande att, er: SO4~~ eller HSO4~

(fordi det eine + liknar ut eitt av dei to — i SO4-gruppa).

Dette HSO4 -ionet skal koplast til metallionet, som i dette tilfellet er Ca+ + . Vi set dei opp mot kvarandre: Ca++ mot HSO4~

Vi ser lett at vi treng to HSO4--grupper for kvart kalsiumion. Formelen for saltet blir altså:

Ca(HSQ4)2 [Ca+ + (HSO4-12] Det andre saltet vi kan få av dei to stoffa, får vi ved å byte ut begge H+ i formelen for svovelsyra. Det blir da ståande att

\so4-Set vi no metallionet opp mot syreresten SO4“~, ser vi lett at + og •— samsvarar, og formelen blir: CaSO4 [Ca+ + SO4—]

Vi gir salta namn etter den syra vi på denne måten kan avleie dei av. Her har vi nokre av dei mest vanlege syrene og namna på dei tilsvarande salta:

HC1 HNO3 H2SO4

h2co3 h3po4 h2s ch3cooh

Syre Saltsyre Salpetersyre Svovelsyre Karbonsyre Fosforsyre Hydrogensulfid Eddiksyre

Namn på saltet

Klorid Nitrat Sulfat Karbonat Fosfat Sulfid Acetat

Der det som i svovelsyre og fosforsyre (H2SO4 og H3PO4) er fleire hydrogenion som kan bytast ut med metall, vil det 120

vere mogleg å få fleire salt. Namn på slike salt set vi ved å lese kor mange hydrogenion som blir ståande att saman med saltnamnet, fosfat, sulfat, karbonat osb. NaHSO4 Na2SO4

= natrium-hydrogensulfat = di-natrium-sulfat (til vanleg berre: natriumsulfat) NaH2PO4 = natrium-di-hydrogen-fosfat Ca(H2PO4)2 = kalsium-di-hydrogen-fosfat

Namna på dei to kalsiumsalta av svovelsyre som vi laga i dømet ovafor, blir kalsiumhydrogensulfat (for det første) og kalsiumsulfat (for det andre). Fyll ut dette skjemaet til øving. (Fyll ut namn på syrer og også på salta). Syre

Formel for salt av respektive éin-, to- og tre-verdige metall Na+

Ca++

A1+++

HC1 .........

H2SO4 ...

H3PO4 . . .

9.11 Titrering og utrekning Når vi skal gjere ein nøytralisasjon heilt nøyaktig, bruker vi ein teknikk som vi kallar titrering. Apparaturen ved titrering er vist på fig. 9.9. Det lange røyret kallar vi ei byrette. Det er gradert i 1/10 ml, og ein kan med noko øving lese av væskenivået på nærmaste 0,05 ml. Som kolbe under byretta bruker ein gjerne ein såkalla erlenmeyerkolbe, med form som vi ser på figuren. La oss titrere basen NaOH med syra HC1. Som indikator vil vi bruke metylraudt. I erlenmeyerkolben tek vi eit par små stykke med rein NaOH (handelvara foi laboratoria er gjerne små «perler», og det høver med 2—3 stykke). Vi vil setje oss til oppgåve å finne ut kor mange gram NaOH vi har teke. For å finne ut det må vi på førehand lage oss ei saltsyreløysning som vi kjenner molariteten av. La oss seie at vi har

121

Fig. 9.9. Utstyr til bruk ved titreranalyse.

laga ei som er nøyaktig 1/10 M. Ho inneheld da nøyaktig 3,65 g HC1 pr. liter løysning. Vi slår ei tilfeldig mengd med destillert vatn i erlenmeyerkolben og løyser opp det faste stoffet i det. Så set vi til 2—4 dråpar med indikator, og væska får ein klar gul farge. Vi fyller byretta med saltsyre, og vi let det renne ut litt gjennom hanen, slik at også den og røyrspissen blir fylte med syre. Deretter justerer vi væskenivået på toppen så det står heilt nøyaktig på nullmerket. Så held vi erlenmeyerkolben under hanen, opnar hanen varsamt og tek ut små porsjonar av syra. Samstundes svingar vi kolben rundt, så væskene blandar seg etter kvart. Til å byrje med ser vi at det blir ein raud flekk der syra kjem ned. Flekken går bort. Etter kvart som vi nærmar oss nøytralpunktet, går han seinare bort. Vi må vere meir varsame og setje til syra dråpevis. Med polyetylenvaskeflaska spyler vi varsamt ned alt som ligg på veggene inne i kolben. Deretter fyller vi i dei siste dråpane med syre. Med éin dråpe vil indika­ toren skifte farge til raudgult. Da stoggar vi titreringa og les av på byretta. La oss seie det var brukt 28,50 ml av 1/10 M HC1. Utrek­ ninga kan da gjerast slik: Reaksjonslikninga for nøytralisasjonen er: NaOH + HC1 = H2O + NaCl

122

Fig. 9.10. Titrerkurva for ein nøytralisasjon kjem fram ved å måle pH i erlenmeyerkolben for kvar lita mengd av syra ein set til. På abscisseaksen set ein av kor mange ml syre ein set til, og på ordinataksen set ein av />Hverdiane.

Vi les: 1 mol NaOH bruker 1 mol HC1. Det vil seie at om vi finn ut kor mange mol HC1 vi brukte, veit vi at vi hadde like mange mol NaOH i kolben.

I 1000 ml av saltsyra er det I

1 ml

—«—

t

oo. i 28,5 ml

«

I

0,1 mol HC1

mol HC1 0,1 • 28,5 _ 2,85 mon i non m°l ^Cl

Nøyaktig like mange mol NaOH var det i kolben. Reknar vi det om til gram, med 1 mol NaOH = 40 g, finn vi at kolben inneheldt: 9 85 4O'T5oog = Q;114gNaQH

Ein enklare reknemåte får ein ved å bruke milligram og millival (sjå side 63). Definisjonen på normalitet er: Ei éin-normal løysning inneheld 1 val stoff i 1000 ml. eller Ei éin-normal løysning inneheld 1 mval stoff i 1 ml. Følgjeleg får vi regel A : talet på mval = talet på ml • normali­ teten.

talet på mval = talet på ml • normalitet

Døme:

2,5 mval = 25 ml • 0,1 normal 123

Om vi reknar i mval får vi regel B:

talet på mval —

mg stoff ekvivalentvekta

Ved hjelp av desse to reglane kan vi rekne ut alle titreringar. Når indikatoromslaget kjem, vil vi nemleg ha: talet på mval tilsett frå byretta lik talet på mval som var i kolben.

Døme på oppgåver:

Døme 1

Ved titrering av svovelsyre med natronlut har vi brukt ei NaOH som er 0,1250 N. Vi brukte 35,50 ml av luta for å nøytralisere 25,00 ml av svovelsyreløysninga. Kva normalitet har svovelsyreløysninga ? Likninga er: H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

Løysing: Talet på mval i kolben = ml • normalitet = 25,00 ■ X Talet på mval frå byretta — 35,50 • 0,1250 Følgjeleg: 25,00 • X = 35,50 • 0,1250 og 0,1775 Svovelsyreløysninga var 0,1775 normal.

Døme 2

Ein ukjend base skal titrerast med ei saltsyre som er nøy­ aktig 0,2200 M. Vi veg av 350 mg av basen, som er eit fast stoff, og har dette opp i ein erlenmeyerkolbe. Ved titrering bruker vi 28,40 ml av syra for å nøytralisere basen. Rekn ut ekvivalentvekta for denne basen.

Løysing: Av regel B ser vi at .... .. mg stoff 350 milhval base = —=——----.— = ekvivalentvekt X

Milhval base skal vere lik millival syre. Da er etter regel A millival syre = 0,2200 • 28,40. Følgjeleg:

350 yr

= 0,2200 • 28,40 350 _ p Z-» Q = 0,2200 • 28,40 = ’

Ekvivalentvekta for basen er 56.

124

9.12 Døme på utrekningar av pH Døme 1

(Må ha lært om logaritmar.) Rekn ut

for ei løysning der [H+] er 3,0 • 10-4 mol/1.

Løysing: pYL = — lg[H+] = ig^pf+J = ^HrAlF4 104 pYL = lg„ = lg 104 — lg 3,0 = 4 — 0,477 = 3,523 □,u />H =- 3,523

Døme 2

Rekn ut pY\ for ei eddiksyreløysning, CH3COOH, som er 0,1 molar. H+-konsentrasjonen er funnen å vere 1,3 • 10-3 mol/1. Løysing:

= — lg[H+] = ig-^j+y =

3 .^q-s

103 pYL = lgT3 = lg 103 - lg 1,3 = 3 - 0,11 = 2,89

= 2,89 Døme 3

Rekn ut H+-konsentrasjonen i mol/1 av ei løysning som har pYl = 4,8.

No er 4,8 = lg 104,8 (jfr. definisjonen av logaritmar). Det gir:

lgTffn=lg 101,8

Fordi vi har lg på begge sidene av likningsteiknet, kan vi stryke logaritmeteiknet: pLj- = lO4,8 eller [H+] = ^ =

Om vi vil, kan vi skrive om dette og pynte litt på det ved å setje: [H+] = 10-4’8 = 10"5 • 10+0’2. No er 10+0’2 = 1,59

Altså: [H+] = 1,59 • 10-5

Spørsmål og oppgåver

1. Definer omgrepa syre, base, indikator, salt, elektrolytt.

2. Skriv protolyselikningane for: HNO3 + H2O = ; HBr + H2O = ; H2SO4 + H2O = 125

3. Fullfør desse nøytralisasjonslikningane og skriv namn på salta: NaOH + HC1 = KOH + H2SO4 = NaOH + HNO3 = Ca(OH)2 + HC1 = Ba(OH)2 + H2SO4 = 4. Skriv formlane for sølvhydroksyd, nikkelkarbonat, natriumnitrat, blysulfat, aluminiumhydroksyd, trinatriumfosfat.

5. Set namn på desse formlane: Zn(OH)2, Mg(OH)2, MgO, MnO, Fe2(SO4)3, BaS, Ca3(PO4)2, Ca(HSO4)2, Na2HPO4. 6. Rekn ut kor mange kg NaOH det går med til å nøytrali­ sere heilt 60 kg svovelsyre (tettleik 1,84 g/ml og 95%). 7. Vi vil nøytralisere éin liter saltsyre (tettleik 1,19 g/ml og 38%) med ei KOH-løysning som er 30%. Kor mange kg KOH-løysning må vi bruke ? 8. Kor store mengder KOH er ekvivalent med: a) 3 kg HNO3 (tettleik 1,40 g/ml og 67,0%), b) 3 kg HBr (100%), c) 3 kg H2SO4 (tettleik 1,84 g/ml og 95%). (H2SO4 reknar vi som toverdig.) 9. 50 ml av ei 2,0 molar HC1 skal tilsetjast 1,5 molar KOH til blandinga er nøytral. Kor mange milliliter KOH må vi bruke?

10. Ved titrering har vi nøytralisert 0,250 g NaOH med 35,50 ml av ei saltsyreløysning. Kva molaritet hadde saltsyra ? 11. Vi vil stille inn ei saltsyreløysning på soda ved å vege av ei høveleg mengd med soda og så titrere denne. Likning: Na2CO3 + 2 HC1 = 2 NaCl + H2CO3. Vi vog av 0,2465 g Na2CO3 og brukte 27,50 ml HC1 for å nøytralisere dette. Kva er molariteten av syra?

12. 35 ml av ei saltsyre med molaritet 0,1267 blir brukt for å nøytralisere 25,0 ml av ei KOH-løysning. Kva er molariteten av KOH-løysninga? 13. Kva meiner vi med auto-protolysen av vatn?

14. Definer omgrepet jÆf. 15. Rekn ut /?H for desse løysningane når vi reknar dissosiasjonen for å vere fullstendig: al 0,1 MHC1, b) 0,1 M H2SO4, c) 0,01 M NaOH, d) 0,01 M Ca(OH)2. 126

16. Rekn ut />H for desse løysningane når vi reknar dissosiasjonen lor å vere fullstendig: a) 1,0 • IQ-5 M H2SO4, c) 0,573 M NaOH.

b) 3,28 • ICC3 M HC1,

Vel rett(e) svar

1. Kven av desse eigenskapane er ikkje typisk for ei syreløysning i vatn:

a) b) c) d)

Sur smak. Evna til å forandre lakmus frå raud til blå. Evna til å leie elektrisk straum. Evna til å reagere med ein base og gi eit salt.

2. Kven av dei nemnde sambindingane vil ikkje vere sterke syrer:

ai HC1, bl H2CO3,

c)

H2SO4, d) HCN, e) HNO3.

3. Omgrepet/?H er:

a) bl cl d)

Uttrykk for prosent hydrogen. Latinsk avstytting for fosfor. Eit mål for hydrogenionekonsentrasjonen. Eit mål for indikatorstyrken.

4. Det karakteristiske ionet for ei syre løyst i vatn er:

a) H2O-, b) OH *,

c) H3O+, d) CD.

5. Eit /?H-meter er: a) b) c) d)

Eit Eit Eit Eit

apparat til å måle surleiksgraden. leiingsevneapparat. instrument til å måle ureining. apparat til å sjå om det er hydrogen i vatnet.

6. Ei syre som HNO3 løyst i vatn er: a) b) cl d)

Berre ørlite dissosiert. Fullstendig dissosiert. Udissosiert. Nøytralisert.

7. Eit salt kan ein laga på desse måtane, så nær som ? a) b) c) d)

Ved Ved Ved Ved

reaksjon mellom syre og base. reaksjon mellom syre og salt. reaksjon mellom metall og syre. reaksjon mellom eit metall og eit ikkje-metall. 127

8. Når vi skal velje den rette indikatoren for ei titrering og kjenner titrerkurva, skal omslagsområdet for indikatoren liggje: a) b) cl d)

I I I I

den slakke delen den bratte delen den slakke delen det området som

av kurva på den sure sida. av kurva. av kurva på den basiske sida. svarar til pil for vatn.

Forsøk og demonstrasjonar

1. Vis nokre syrer og basar. Ta dg med stoff i fast form.

2. Vis korleis ein indikator verkar i syrer og basar. 3. Gjer om att forsøket som viste at elektrolyttar leier elek­ trisk straum. 4. Gjer forsøk som svarar til forsøk 3 ved å gå ut frå kon­ sentrert eddiksyre og så blande ho ut meir og meir med vatn. Dissosiasjonen av syra aukar, og forsøket skal vise betre og betre straumgjennomgang. 5. Nøytraliser ei 2-molar NaOH-løysning med 2-molar HC1. Damp inn løysninga til alt er tørt, og smak på koksaltet som har blitt laga.

6. Gjer ei nøyaktig titrering med 1/10 molare væsker. Gjennomfør utrekningar ut frå ulike oppgitte data.

Tilvising: Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 18, 19, 21, 22, 23, 24, 25, 26 og 27.

Reaksjonar i løysning i vatn I (lonereaksjonar) 10.1 Reaksjonstypar Når vi løyser opp ein elektrolytt i vatn, dissosierer ein større eller mindre del av det stoffet vi løyser opp. For salta vil den delen av stoffet som løyser seg i vatnet, vere så godt som full­ stendig dissosiert. Likeins vil det vere med dei sterke syrene og basane. I slike løysningar har vi derfor ikkje å gjere med sjølve stoffet, slik som formelen seier, men berre med dei einskilde iona det er samansett av. Slike stoff kallar vi sterke elektrolyttar. Men det finst fleire stoff som berre i liten monn er dissosierte i ion når dei er løyste i vatn. Slike er meir eller mindre veike elektrolyttar. Ved enkle målingar av konduktansen (den elektriske leiingsevna) kan vi finne ut om vi har å gjere med sterke eller veike elektrolyttar. Dess høgre konduktansen er, dess større er dissosiasjonen.

Døme: 100% dissosiert Løysningar i vatn av NaCl = Na+ + Cl" KOH = K+ + OH~ sterke elektrolyttar NaNO3 = Na+ + NO3k2so4 = k+ + k+ + SO4--

1,3% dissosiert + H2O -> CH3COOLøysningar i vatn av + h3o+ veike elektrolyttar 0,01 % dissosiert HCN + H2O -> H3O+ + ON" ch3cooh

Men i alle elektrolyttar som er løyste i vatn vil det vere frie ion, og til vanleg er det desse iona som reagerer med andre ion. Tek vi for oss stoffet salpetersyre, HNO3, så er det mest 100% dissosiert i iona H3O+ og NO3- når det er løyst i vatn. På same måten vil stoffet HC1 i vatn ha iona H3O+ og Cl-. Når derfor desse to syrene reagerer med andre stoff, er det NO3", Cl- og H3O+ som reagerer. Og tek vi for oss ei rekkje stoff som alle inneheld Cl- eller NO3-, så ser vi at desse iona under same tilhøve reagerer likt. Stoff som KNO3, Cu(NO3)2, 9. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

129

Fig. 10.1. Vi får eit kvitt tung­ løyseleg botnfall mellom sølvion og kloridion utan omsyn til kor iona er komne frå.

Pb(NO3)2 og NaNO3 har alle det same ionet NOf, og dette nitrationet reagerer likt med eventuelle andre ion utan omsyn til kva sambinding det har komme frå. På same måten har stoffa KC1, HC1 og CuCl2 alle Cl~-ionet felles. Dette vil alltid reagere med Ag+ og lage det tungløyselege AgCl, sjå fig. 10.1. Når iona reagerer har det ikkje noko å seie kor dei kjem frå. Dette gjer at kjemikaren arbeider mykje lettare med reaksjonane, fordi han da kan gruppere ion av same type. Etter kvart som vi lærer å kjenne dei einskilde iona og ionegruppene, vil vi klassifisere reaksjonane deira etter det. Har vi eit stoff som inneheld SO4-- i formelen, veit vi at det vil reagere som dei fleste andre sulfata. Er det OH” i formelen, vil det reagere som andre hydroksyd; er det S_~ i formelen, reagerer det som andre sulfid osb. Det kan vere formålstenleg å dele inn ionereaksjonane i fire typar: I. Iona kan slå seg saman og lage tungløyselege stoff. II. Iona kan slå seg saman og lage veikare elektrolyttar (eventuelt heilt udissosierte molekyl). III. Iona kan oksydere og redusere kvarandre. IV. Iona kan slå seg i hop og lage kompleksion. Det er ikkje noko i vegen for at alle typar av reaksjonar kan skje samstundes. Vi må dg hugse på at vatn er ein svært veik elektrolytt som dg kan vere med i reaksjonane. Reaksjonar med vatn kjem til vanleg i ei særstilling; dei kallar vi hydrolyse. For å kunne dømme om kva reaksjonar som vil skje i ei blanding av ion, må vi derfor ha eit visst oversyn over sterke

130

og veike elektrolyttar, tungløyselege salt og kor sterke reduk­ sjons- eller oksydasjonsmiddel stoffa er. Det ville føre for langt å setje opp fyldige tabellar og oppstillingar for dette her, men eit oversyn som dette vil vi ha god bruk for: Reaksjonstypc I Tabell 10.1

Oversyn over kor lett salta blir løyste i vatn. Vanleg regel

Salt av Na+ K+ w

(natrium) (kalium) (ammonium)

Svært lettløyseleg — «— — «—

Ag+

(sølv)

Berre AgNO3 er lettløyseleg

no3-

(nitrat)

Lettløyselege

Cl-

(klorid)

Alle så nær som AgCl, PbCl2 og Hg2Cl2 er lettløyselege

so4-

(sulfat)

Alle lettløyselege så nær som sulfat av Ba, Pb, Ca, Hg og Ag

CH3COO

(acetat)

Alle så nær som CH3COOAg er lettløyselege

co3—

(karbonat)

Berre Na-, K- og NH4-karbonata er lett­ løyselege. Alle andre er meir eller mindre tungløyselege

OH

(hydroksyd)

Berre Na, K og Ba er lettløyselege. Dei andre er meir eller mindre tungløyselege

s—

(sulfid)

Dei fleste tungløyselege. Berre salta av Na, K, NH3, Ca og Ba er lettløyselege

Reaksjonstypc II Tabell 10.2.

Sterke og veike elektrolyttar. Sterke elektrolyttar Alle sterke syrer (HC1, HNO3, H2SO4) Alle sterke basar (NaOH, KOH, Ca(OH)2) Dei fleste salta (Na2SO4, NaCl, KNO3)

Veike elektrolyttar Alle veike syrer (CHjCOOH, H2S, H2CO3) Veike basar (Mg(OH)2)

Vatn (H2O)

131

Reaksjonstype III

For å kunne dømme om den innbyrdes redoks-verknaden av iona må ein kjenne evna deira til å skilje ut eller ta opp elektron. Dette emnet blir først drøfta i neste kapitlet.

Reaksjonstype IV Kompleksion blir drøfta litt i avsnitt 10.6 og meir grundig i kapittel 31 i Kjemi 2.

10.2 Døme på reaksjonstype I I dei døma som er nemnde, er det føresetnaden at stoffa som skal vere med i reaksjonen blir løyste i vatn og deretter blanda saman.

1) Vi løyser opp stoffet NaCl i vatn i eit reagensglas, og stoffet KNO3 i vatn i eit anna. Så blandar vi løysningane saman. Det hender ingenting, vi får ingen reaksjon. La oss sjå på forklaringa. Begge stoffa er salt som i vatn er fullstendig dissosierte:

NaCl = Na+ + Cl“ KNO3 = NO3- + K+ Dei iona som skal kunne slå seg saman, må først og fremst ha motsett ladning. Ser vi nøyare på moglege kombinasjonar i dette tilfellet, ser vi at det vil kunne lage seg KC1 og NaNO3. Men begge desse stoffa er salt og dermed sterke elektrolyttar, og dei er dg begge lettløyselege. Dei vil derfor framleis bli verande i si ioneform. Vi får derfor ingen reaksjon her.

2) Vi løyser opp stoffet AgNO3 i vatn i eit glas og stoffet NaCl i eit anna. Deretter blandar vi dei to stoffa saman. Vi ser at det blir utskilt eit kvitt botnfall i klumpar. Dissosiasjonslikningane blir:

AgNO3 = Ag+ 4 NO3NaCl = CD + Na+

Dei iona som har sjanse til å slå seg saman, er Ag+ og Cl- og Na+ og NO3_. No veit vi frå reglane for løysingsevne at NaNO3 er lettløyseleg i vatn. Det kvite botnfallet må derfor vere AgCl.

Vi får ein reaksjon mellom sølvion og kloridion. Det lagar seg eit kvitt botnfall av AgCl. 132

3) La oss sjå om vi får nokon reaksjon ved å blande desse stoffa i løysning:

K2SO4 + BaCl2 = ?

Dissosiasjonen blir slik: K2SO4 = 2 K+ + SO4__ BaCl2 = 2 Cl" + Ba+ + Set vi opp på denne måten, kan vi summere vertikalt. Vi ser da at vi kan få laga KC1 og BaSO4. No er KC1 ein sterk elektrolytt og er også svært lettløyseleg, slik at dette stoffet blir verande i ioneform i løysninga. Men BaSO4 er etter tabell 10.1 eit tungløyseleg stoff. Det vil derfor skilje seg ut frå løys­ ninga i vatn som eit kvitt botnfall. Vi kan da skrive: 2K+ + SO4— + 2C1- + Ba++ = BaSO4 j, + 2K+ + 2C1~ (Vi markerer gjerne det utskilde tungløyselege stoffet med ei vertikal pil.) Handsamar vi denne likninga som ei vanleg matematisk likning, kan vi stryke det som er likt på begge sidene av likningsteiknet. Gjer vi det, blir det ståande att:

SO4— + Ba++ = BaSO4 J,

Dette kallar vi nettoionelikninga. Vi ser at ho i grunnen seier mykje meir enn den første ionelikninga, fordi ho er meir all­ menngyldig. Ho seier oss at om vi blandar sulfation (same kva stoff dei kjem frå) og bariumion (same kva stoff dei kjem frå), vil vi alltidfå det tungløyselege stoffet BaSO4 som eit botnfall.

10.3 Døme på reaksjonstype II Vi får ein veikare elektrolytt. 1) NaOH + HC1 = ? Dissosiasjonen blir slik: NaOH = Na+ + OH HC1 = CD + H+

Ved vertikal summering ser vi at vi kan få laga stoffa NaCl og HOH (H2O). NaCl er ein svært sterk elektrolytt og lett­ løyseleg, så det stoffet vil bli verande i ioneform. Men stoffet vatn, HOH, er ein av dei veikaste elektrolyttane vi har. Det vil bli laga, men det vil ikkje skilje seg ut som eit botnfall slik som i førre dømet. 133

Veldig brusing av C02 gass. Fig. 10.2. Reaksjonar mellom karbonat og syre gjer at det blir utvikla karbondioksydgass.

Reaksjonen kan altså skrivast slik:

Na+ + OH- + CR + H+ = HOH + Na+ + Cl~ og nettoionelikninga blir: OH- + H+ = HOH

Denne reaksjonen kallar vi som før nemnt ein nøytralisasjon.

2) Vi skal under dette punktet også ta med eit anna døme på at det blir laga ein veik elektrolytt. Na2CO3 + 2 HC1 = ? Dissosiasjonen blir slik: Na2CO3 = 2 Na+ + CO3 2 HC1 = 2 Cl" +2 H+ Når eitt av reaksjonsprodukta ved ein reaksjon er ein gass, mar­ kerer vi ofte det ved å setje ei pil oppover bakafor formelen.

Ved vertikal summering ser vi at vi kan få laga stoffa NaCl og H2CO3. Det første er ein sterk elektrolytt og lettløyseleg; det andre (karbonsyre, «kolsyre») er etter tabellen vår ein veik elektrolytt. Det blir derfor laga:

2Na+ + CO3— + 2H+ + 2/1“ = H2CO3 + 2/4+ + 2/$LNettoionelikning: CO3

+ 2H+ = H2CO3

Vi får i dette tilfellet ikkje noko botnfall, for H2CO3 løysei seg i vatn. Når vi gjer forsøket, ser vi at det kjem ei kraftig bobling av gass i glaset. Dette kjem av at det av H2CO3 som ikkje kan løyse seg i vatn fordi løysninga blir metta, blir kløyvd i vatn og CO2, og at det siste boblar opp som gass.

H2CO3

CO2 T + H2O

Nettolikninga viser at vi får same reaksjonen mellom kva syre som helst (H+) og kva karbonat som helst (CO3 ). Prøv med nokre andre stoff for å sjå om det er så. 134

10.4 Protolysekonstanten — veike

syrer og basar

Vi har nemnt før at veike elektrolyttar er berre litt dissosierte i ion. Ei veik syre vil t. d. berre vere 1 % protolysert når ho er løyst i vatn. Bruker vi HA som formel for ei tilfeldig vald veik syre, kan vi skrive: 1% HA + H2O

H3O+ + A-

Med andre ord: 99% av stoffet er framleis til stades som HA.

Vi kan gå den motsette vegen. Vi kan skaffe H+-iona og A--iona frå andre stoff enn HA, løyse dei opp i vatn og blande dei. I dette tilfellet vil 99% av H+- og A~-iona slå seg i hop og lage udissosiert HA. Berre 1 % vil bli verande att som H+og A~-ion. Det som skjer er det stikk motsette av dissosiasjon. Vi kallar det assosiasjon. I ei løysning av desse iona er det derfor rettast å seie at vi har ei jamvekt (protolysejamvekt):

HA % HoO

H3O+ % A"

Bruker vi Guldberg-Waages lov på jamvekta, får vi:

_ [H3O+] • [A~] [HA] Vi kallar denne konstanten protolysekonstanten. Vel vi eit par veike syrer som døme, får vi:

Eddiksyre: CH3COOH + H2O

CH3COO~ + H3O+

[CH3COO~] • [H3O+] [CH3COOH] Blåsyre: HCN + H2O

H3O+ + GN~

[H3O+] • [CN-] [HCN] Tala viser at eddiksyra er langt meir protolysert enn blåsyra. Blåsyra er da dg ei av dei veikaste syrene vi kjenner. Protolysekonstantane kan vi finne ved å måle konduktivitet (spesifikk elektrisk leiingsevne). Dei varierer litt med tempera­ turen. Tala her gjeld ved % 25 °C. Det som er sagt om protolyseprosessen for syrer, gjeld dg for basar. Har vi å gjere med ein veik base, så vil berre ein liten del av molekyla vere protolysert. NH3 er ein veik base. Løyst i vatn protolyserer NH3 etter likninga: NH3 + h2o < > nh4+ + oh135

Protolysekonstanten symboliserer vi gjerne i dette tilfellet med

r

u u [NH4+] • [OH"] ^(base), og han er her------- [NH^j-------

Kjenner ein A(base) for ei løysning, kan ein rekne ut [OH-] eller dg —lg[OH~], som vi kallar for ^OH. Frå kan vi komme over til />H, fordi produktet av [OH-] og [H+] alltid skal vere lik 10-14. (Sjå avsn. 9.2.) Følgjeleg får vi pH. + ^OH = 14

Døme 1 Rekn ut/>H for ei 0,05 M eddiksyre. Å'syre = 1,8 • 10-5. Løysing: Formelen for eddiksyra er CH3COOH, og syra protolyserer i vatn etter likninga:

ch3cooh

+ h2o

ch3coo-

+ h3o+

Protolysekonstanten, som vi i dette tilfellet kallar Asyre, er: Asyre

_ [CH3COO~] • [H3O+] = ~ [CH3COOH]

.

Av likninga ser vi at det kjem bort x mol på venstre sida ved protolysen, så vil det lage seg x mol både av CH3COO- og av H+. Med andre ord, det blir att (0,05 —%) mol av eddik­ syra (vi reknar at vi har éin liter løysning).

CH3COOH -> H+ + CH3COO0,05 — x

x

x

eller:

[CH3COOH] = (0,05 - x) mol/liter [CH3COO-] = x mol/liter [H+] = x mol/liter Set vi dette inn i jamvektsuttrykket, får vi:

Denne likninga kan vi løyse som ei 2. gradslikning om vi vil. Men vi kan løyse ho enklare ved å seie at talet x er så lite i høve til talet 0,05 at vi kan sjå bort frå x i nemnaren, og vi får da: 2

1,8 ■ 10-5 =

,

a2

= 9,0 ■ 10-7

Vi skal rekne ut /?H, som her er det same som —lg x. Vi tek derfor logaritmen:

lg x2 = lg 9,0 + lg 10-7 lg xz = 0,9542 — 7 = — 6,0458 136

Ved /?H-utrekningar bruker vi berre to desimalar, og vi får da:

lg x2 = —6,05. Det gir: —lg x2 = 6,05 og —lg x — | • 6,05 —lg x = 3,02, det vil seie/>H = 3,02. Døme 2

Rekn ut Asyre for ei 0,500 M løysning av syra HCOOH (maursyre). Etter at jamvekt er oppnådd, er/?H = 2,05.

Løysing: Jamvektslikninga for maursyre:

HCOOH Asyre

HCOO" + H+

= [HCOO"] • [H+] [HCOOH]

Vi har oppgitt /H, og da kan vi dg finne [H+] ved jamvekt. /AI = 2,05 = -lg[H+] Dette gir:

[H+] = 10~2-05 = 10~3 • 10+0’95 [H+] = IO-3 • antilg 0,95 = 10-3 • 8,9 (Sjå avsn. 9.12.) Altså:

[H+] = 8,9 • IQ-3 mol/liter Av likninga ser vi at [H+] = [HCOO“], og konsentrasjonen av udissosiert maursyre [HCOOH] er lik det vi starta med, minus det som er dissosiert: [HCOOH] = (0,500 — 0,0089) mol/liter = 0,491 mol/liter

(vi rundar av 0,0089 til 0,009).

Set vi desse tala inn i uttrykket for jamvektskonstanten, får vi: (8 9 ■ lO-3!2 Ksyre = IrV__ ____ 2— = 1 61 • 10-4 0,491 ----- ’

10.5 Mettingsproduktet Kvart salt er samansett av ion også når det er i fast form. Løyser vi opp saltet i vatn, vil iona bli rivne frå kvarandre og bli frie, så dei kan røre seg i vatnet. Tek vi ei viss mengd vatn og løyser opp så mye av eit salt som vi kan, får vi ei metta løysning. I ei slik metta løysning vil det alltid vere ei jamvekt mellom dei frie iona i vatnet og dei samanbundne iona i det faste stoffet som ligg att på botnen. 137

Nokre ion riv seg stadig laus frå det faste stoffet og går ut i vatnet, medan det samstundes er ion i vatnet som slår seg saman og lagar fast stoff. Det lagar seg ei jamvekt mellom desse to motsette prosessane. Vi tenkjer oss at vi har ei metta løysning av det tung­ løyselege stoffet BaSO4, og på botnen har vi fast BaSO4. Vi har da den heterogene jamvekta:

BaSO4(fast)

Ba++ + SO4~

(Vi styttar oftast av indeksen «fast» til «f».) Bruker vi Guld­ berg-Waages lov på jamvekta, får vi: = [Ba? % • [SO4-] [BaSO4]y

Vi kan forenkle uttrykket ved å seie at konsentrasjonen av eit fast stoff (nemnaren) er konstant. Da får vi eit nytt uttrykk: Mettingsproduktet KM.

Km = [Ba++] • [SO4-] Har vi fleire ion av same slag i formelen for saltet, skriv vi konsentrasjonen i tilsvarande potens:

For Ag2S er KM = [Ag+]2 • [S“_] For Ca3(PO4)2 er KM = [Ca+ + ]3 • [PO4~”]2 Dersom KM er eit svært lite tal, løyser stoffet seg svært lite i vatn. Er det eit relativt stort tal, loyser stoffet seg betre i vatn. Den delen av saltet som er oppløyst, reknar vi alltid for å vere 100% dissosiert i sine ion. For BaSO4 er =- 1,1 • 10”10. Det er altså eit svært tung­ løyseleg salt. Men det finst stoff som løyser seg enda mindre. Vi har KM-verdiar som går ned i 10”50 og under det dg.

Fig. 10.3. Skjematisk kan vi tenkje oss utvekslinga av partiklar mellom ei metta løysning og det faste løyste stoffet som ei jamvekt mellom løysingsprosessen og utfellingsprosessen.

138

Fig. 10.4. Leiingsevna i ei løysning kan ein prøve jamvel i enkle apparatoppstillingar. Bruk t. d. to karbonelektrodar og ei pære på 40 W.

Demonstrasjon:

Vi set to karbonelektrodar ned i eit begerglas på ca. 100— 150 ml med reint H2O i. Ei lyspære på 40 W i krinsen vil ikkje lyse opp. Det er for få ion i vatnet. Tøm ut vatnet, og fyll 25—30 ml av ei 0,1 N Ba(OH)2løysning i begerglaset. Pæra lyser kraftig opp som teikn på at det er rikeleg med ion i væska. Rør godt om med ein glasstav og set til 0,1 N H2SO4 i porsjonar. Lyspæra lyser stadig veikare, og til slutt sloknar ho heilt. Det er no for få ion i karet til at det blir stor nok straumgjennomgang. Reaksjonslikninga viser det same. Det tungløyselege kvite botnfallet av BaSO4 er lite kløyvd i ion, og vatnet er enda mindre kløyvd.

Ba(OH)2 + 2H2SO4 = BaSO4 + 2H2O Ba++ + 2OH- + 4H+ + 2SO4~ = BaSO4 i + 2H2O

Set vi seinare til meir svovelsyreløysning, så lyser pæra opp att. Alle Ba++ er no oppbrukte, og vi får alle iona i H2SO4 fri til å leie straumen.

10.6 Kompleksion Nokre av dei iona vi har brukt som døme til no, har vore berre eit einskilt atom med ladning, andre har vore saman­ sette av atom og atomgrupper av fleire slag. Ion som inneheld meir enn eitt atom, kan vi kalle kompleksion. Vi kan om vi vil, rekne iona SO4_~, NO3“ o. a. for kompleksion. Men fordi dei fleste av slike ion til vanleg ter seg heilt likt med dei enkle iona, bruker vi ikkje dette namnet her. Derimot bruker vi som regel namnet kompleksion på sa­ mansette ion der det går inn metallatom. (Unnatak er t. d. permanganationet, MnO.f.j 139

Demonstrasjon

Fig. 10.5. Kompleksiona lagar ymse romfigurar. I kopartetraammin-komplekset ligg dei fire NH3-ligandane i eitt plan, i hjørna av eit kvadrat. Sentralionet Cu++ ligg i sentrum.

Ein enkel måte å demonstrere kompleksion på, og å vise korfor det er naudsynt å tale særskilt om slike ion, er denne. I eit glas med vatn løyser vi opp CuSO4 • 5H2O. Løysninga har ein nokså veik blåfarge. Så set vi til ei løysning av am­ moniakk, NH3, i vatn. Det lagar seg da først eit blågrønt voluminøst botnfall av Cu(OH)2. Men om vi set til meir NH3, vil botnfallet løyse seg opp, og vi får ei heilt klar, men djupt blåfarga løysning. (Reaksjonen er så fin at han kan brukast til å påvise heilt ørsmå mengder av kopar.) Vi har i denne djupblå løysninga bunde fire NH3-molekyl til kvart koparion, sjå fig. 10.5. Vi skriv ionet med ein hakeparentes rundt det som er inna­ for eit kompleks: [Cu(NH3)4] + + . Vi bruker desse namna på dei ulike delane av kompleksionet: sentralat omet, i dette tilfellet Cu; Ugandar, i dette tilfellet NH3; koordinasjonstalet, i dette tilfellet talet 4. Koordinasjonstala er spesifikke for kvar sam­ binding; som oftast er dei partal, 2, 4, 6, 8 ... Heile ionet kallar vi eit tetra-ammin-kopar (JT) ion. Eit slikt kompleksion vil halde seg som eitt ion med lad­ ningen sin, og det må spesielle reaksjonar til for å få kløyvd det opp att. Ionet vandrar samla under elektrolyse, til dømes. Oftast er det litt dissosiert i enklare komponentar, og det er mellom anna dette som gjer at desse metallkompleksiona skil seg noko ut frå andre samansette ion som SO4~~, NO3~ o. a. Dissosiasjonane er jamvektsreaksjonar, men dei er svært lite forskovne over til høgre. Dissosiasjonskonstantane er derfor svært små tal.

Cu(NH3)4++

Cu++ + 4NH3

[Cu++] • [NH3]4 = . [Cu(NH3)4++]

-----------

Nedafor har vi nokre døme på kompleksion. Prøv å setje opp framlegg til namn på iona.

Ag(NH3)2+

=

Co(NH3)6++

=

Ag(GN)2-

=

Fe(GN)6---- = 140

10.7 Fellingsreaksjonar — døme på utrekningar Dei viktigaste av dei reaksjonane vi har tala om, er utan tvil dei ionereaksjonane der iona slår seg saman og lagar tung­ løyselege sambindingar — fellingsreaksjonane. Mellom anna er fellingsreaksjonane grunnlaget for vanleg kvalitativ analyse, og dei utgjer også grunnlaget for mange metodar for kvantita­ tiv analyse.

Døme 1

AgCl, sølvklorid, er eit tungløyseleg stoff. Mettingsproduktet ÆM = [Ag+]-[Cl-] = 1,6 •lO-io.

Oppgåve: Dersom vi set 0,01 mg NaCl til 200 ml av ei 0,00002 molar AgNO3-løysning, vil det da lage seg noko botnfall av AgCl?

Løysing: Først må vi rekne ut konsentrasjonane av Ag+ og Cl~. Desse konsentrasjonane kjem frå salta AgNO3 og NaCl, som begge kan reknast for fullstendig dissosierte. Vi har derfor: [Ag+] = 0,00002 mol/1 = 2 • 10-5 mol/1

Løyst NaCl = 0,00001 gram pr. 200 ml = 0,00005 g/liter Formelvekta for NaCl = 58,5, så molariteten blir:

L

= 0^°/)5 = 50 ’ 10-6 = o,85 • 10“6 mol/1 J 58,5 58,5 -----------------------

Vi har no dei to tala vi treng i den rette nemninga (mol/1), og vi finn produktet av desse to tala: [Ag+] • [Cl"] = 2 • 10"5 • 0,85 • 10~6 = 1,7 • 10"11

Vi ser at dette talet er nokså mykje mindre enn mettings­ produktet for AgCl (1,6- 10~10). Vi kjem derfor ikkje over mettingsproduktet ved forsøket vårt, og vi vil ikkje få noko botnfall av AgCl.

Døme 2

Av stoffet CaF2 (kalsiumfluorid) kan ein få oppløyst maksi­ malt 0,0016 gi 100 ml vatn. Finn mettingsproduktet. Løysing: Formelvekta for CaF2 reknar vi ut til 78,0. Løysingstalet for stoffet er 0,0016 g/100 ml, det vil seie 0,016 g/liter. Vi må ha tak i konsentrasjonen i mol/liter, altså:

mol/1 = 2,05 • 10-4 mol/1

141

Dissosiasjonen av CaF2 er slik:

CaF2 = Ca++ + 2F" Km = [Ga++] • [F"] • [F-] = [Ca++] • [F-]2

Vi ser av dissosiasjonslikninga at eitt mol CaF2 gir eitt mol Ca++ og to mol F-. Konsentrasjonane blir:

[Ca++] = 2,05 • 10“4 mol/1 og [F-] = 2 • 2,05 • 10“4 mol/1 Km = 2,05 • 10~4 • (4,1 • IO-4)2 = 2,05 • IO-4 ■ 16,8 • 10~8

ÆM = 3,4- IO-44 Sjå tabell over mettingsprodukt for nokre stoff attast i boka (tabell T.8). Spørsmål og oppgåver

1. Kva for fire typar av ionereaksjonar har vi?

2. Kva meiner vi med ein sterk og med ein veik elektrolytt?

3. Nemn nokre lettløyselege karbonat og nokre tungløyselege sulfat. 4. Skriv desse likningane om til ionelikningar: a) b) c) d) e)

CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 H2S + Br2 = S + 2HBr CO2 + NaOH = NaHCO3 H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ; + 2HC1 CuSO4 + Na2S = CuS ; + Na2SO4

5. Kva meiner vi med uttrykka nøytralisasjon — jamvekt? 6. Kva meiner vi med uttrykka protolyse — protolysekonstant — mettingsprodukt ? 7. Kva meiner vi med omgrepa kompleksion — koordinasjonstal -— ligand ?

8. Rekn ut mettingsproduktet for BaSO4 når vi får vite at 0,00024 gram løyser seg i 100 ml vatn.

9. Rekn ut mettingsproduktet for Cd(OH)2 når løysingstalet er 2,06 • 10-4 gram/100 ml vatn. 10. Rekn ut KM for Åg3PO4 når løysingstalet er 8,4- 10~4 g/100 ml. 11. Rekn ut pH for desse løysningane når vi kan sjå på dei oppløyste stoffa som fullstendig dissosierte: a) 0,1 MHC1, b) 0,1 M H2SO4, c) 0,01 M NaOH, d) 0,01 M Ca(OH)2. 142

12. Rekn ut/?H for desse løysningane: a) 1,0- 10 5 M H2SO4, b) 3,28 • 10"3 M HC1 og c) 0,573 M NaOH. 13. Formelen for eddiksyre (CH3COOH) styttar vi av til HAc. Rekn ut protolysekonstanten for HAc når ei 0,01 molar løysning er 4,17% protolysert. 14. Rekn ut protolysekonstanten for NH3 når ei 0,1 molar løysning er 1,3% protolysert. 15. Rekn ut protolysekonstanten for HCN når ei 0,01 molar løysning er 0,02% protolysert. 16. Mettingsproduktet for Ca(OH)2 er 8 • 10-6. Rekn ut/>H av ei metta løysning av stoffet i vatn. 17. Rekn ut FH og /?OH for ei 0,10 M eddiksyre. 18. Rekn ut />H for ei 0,10 M NH„-løysning i vatn. Abase = 1,85 • 10~5. Jamvektslikninga er: NH3 + H2O «± NH + + OH-

19. Underklorsyrling, HOC1, er ei veik syre som protolyserer etter likninga: HOC1 % H2O H3O+ + OC1“. Ei 0,30 M løysning har pU. = 3,76. Rekn ut protolyse­ konstanten for syra.

Vel rett(e) svar

1. Ein sterk elektrolytt er: a) Eit metall som leier straumen godt. b) Ei løysning med stor konsentrasjon av det løyste stoffet. c) Ei sambinding som løyst i vatn er ein god leiar for elektrisk straum. d) Ei løysning av eit sterkt etsande stoff.

2. Reaksjonar mellom ion løyste i vatn er:

a) b) c) d)

LIbundne av kor dei einskilde iona er komne frå. Avhengig av at det er ein base til stades. Avhengig av at det er ei syre til stades. Lettast å få til i eit mørkt rom.

3. Når eit karbonat og ei syre kjem saman:

a) b) c) d)

Vil reaksjonen bli ein eksplosjon. Vil det lage seg eit raudt botnfall. Vil det ikkje skje nokon ting. Blir det utvikla karbondioksyd.

143

4. Med protolysekonstanten for ei veik syre meiner ein: a) Den konstanten som seier oss kor mange mol syre som er oppløyst. b) Konstanten ein kan skrive opp ved å bruke GuldbergWaages lov på jamvektslikninga. c) /?H for syra. d) 5,0 • 10-8. 5. I ei løysning av den sterke syra H2A i vatn, der totalkonsentrasjonen av syra er x mol/liter, er [H+] lik: a) x mol/liter b) 2 x mol/liter c) 2 x2 mol/liter d) .yjx mol/liter 6. I ei løysning av den veike syra HA er syrekonsentrasjonen, [HA], lik x mol/liter. [H+] er da til vanleg om lag:

a) x mol/liter

X b) mol/liter C)

V *

• ^syre mol/liter

d) Jx mol/liter 7. I ei løysning av ein veik base MOH med basekonsentrasjonen [MOH] = x mol/liter er [H+] til vanleg om lag. a) y/x • Kbase mol/liter

b) (14 — x)mol/liter 10-14 c) mol/liter

d)

10-14

mol/liter

Jx • K,base V

8. I ei løysning av ei sterk syre HA med totalkonsentrasjonen av syre x mol/liter er/rH lik: a) lg x, b) lg(—x), c) —Igx, d) 14 — lg x 9. I ei løysning av den sterke syra H2A med totalkonsentra­ sjonen av syre x mol/liter er /?H lik: a) — Igx, b) — lg(2x)2, c) — lg(2x), d) — lg x2 10.

144

I ei løysning av den sterke basen MOH med totalkonsentrasjonen av base lik x mol/liter erpH lik: a) —Igx, b) —lg(14 — x), c) —lg(10-14 — x), d) 14 -f- lg x

Forsøk og demonstrasjonar

1. Vis nokre reaksjonar som går ut på å demonstrere at reaksjonar mellom ion er ubundne av kor iona kjem frå. Set til dømes AgNO3 til fire ulike klorid, eller set fortynna H2SO4 til tre ulike bariumsalt. 2. Vis reaksjonen mellom Na2CO3 og HG1, og drøft likningar og resultat. 3. Vis ved å gjere reaksjonar i reagensglas nokre av dei tung­ løyselege sambindingane som er nemnde i tabell T.8. Vis dg nokre reaksjonar som ikkje gir botnfall, fordi stoffa løysest for lett. Sjå tabell 10.1.

4. Vis korleis vi får kompleksion, t. d. ved Cu++ + NH3 eller ved Ag+ 0- svært tynn NH3, eller ved andre forsøk.

Tilvising ■' Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 17 og 20.

10. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

Reduksjon og oksydasjon 11.1 Redoks-prosessar Redoks-prosessane er så utbreidde i kjemien at vi godt kunne dele inn allslags kjemiske prosessar i to grupper, 1) redoks­ prosessar og 2) ikkje-redoks-prosessar. Det er likevel ikkje formålstenleg med så stiv ei oppdeling, mellom anna fordi vi ofte i ein og same kjemiske reaksjonen har kjemiske grunnprosessar av begge dei to nemnde typane. Men redoksprosessane er i alle fall så viktige at vi må drøfte dei grundig. Tidlegare (3.5) har vi definert omgrepa reduksjon og oksy­ dasjon slik: reduksjon = opptaking av elektron — oksydasjon = avgiving av elektron. Vi gjorde det også klart at begge prosessane må gå for seg samstundes. Ved opptak eller avgiving av elektron skjer det forandringar i oksydasjonstala (valenstala) for dei respektive grunnstoffa. Vi kan derfor lett finne ut om ein kjemisk prosess er ein redoks-prosess eller ikkje, ved å sjå om det skjer noka slik endring når reaksjonen går frå venstre til høgre. La oss sjå nøyare på ein enkel prosess, og sjå kva høve vi har til å få tak i det viktigaste. Vi vel dømet

2 Bi- + Cl2 = Br2 + 2 ClBromidiona misser ladningen sin, og kloratoma får denne ladningen. Som vi hugsar, er minusladningen representert av eit elektron. Da kan vi også seie: Dei to bromidiona gir frå seg dei to elektrona sine til klormolekylet. Dermed går bromidiona over til å bli eit brommolekyl, og klormolekylet går over til å bli to kloridion.

I redoks-prosessar blir det altså overført elektron frå eitt stoff til eit anna. Kva er det så som er drivkrafta i denne overføringa? Kan vi sjå på førehand korleis det vil komme til å gå, ut frå ein viss kjennskap til atoma og iona? Drivkrafta i prosessen må tydelegvis vere den evna dei einskilde atoma har til å ta opp eller gi frå seg elektron. Denne eigenskapen kan vi i alle fall i grove drag finne ut ved hjelp av det periodiske systemet.

146

Nokre grunnstoff som er oksydasjonsmiddel: F2

Nokre grunnstoff som er reduksjonsmiddel:

Sterk

Li

Sterk

Nokre sambindingar som er oksydasjonsmiddel: Pb02

Cl2

Na

KMnO4

°2 I

Mg

M2Q2

Br2

Zn

K2Cr207

b

Fe

KNOj

syreionet

Sterk

।

Veik

H2 Veik

I tilfellet ovafor har tydelegvis kloratoma så stor evne til å ta opp eit elektron at dei tek det frå bromidiona. Teiknar vi opp eit bromatom og eit kloratom side om side, ser vi straks ein berrsynt skilnad som gir forklaringa. Kloratomet er mykje mindre enn bromatomet. Avstanden frå kjernen til den «ledige» 8. plassen i det ytste skalet er stuttare hos klor enn hos brom. Derfor vil klor ha sterkare evne enn brom til å dra til seg eit elektron. Det er eit sterkare oksydasjonsmiddel. Vi ser dette direkte av storleikshøvet, og det er derfor særs nyttig å ha eit nokolunde klart bilete av storleikshøvet atoma imellom. (Sjå tabell 2.3.) Tek vi for oss hovudgruppe VII A, så er det øvste atomet, fluor, minst; dernest kjem i rekkjefølgje nedover: klor — brom — jod . . . Grunnstoffet fluor er i røynda den sterkaste

Stor tildragningskraft på elektron. Lite atom

1 Aukande 1 oksydasjons-

OKSYDASJONSMIDDEL tek opp elektron

■ evne

Mindre tildragnings­ kraft på elektron. Fig. 11.1. Den oksyderande evna hos atom av ulik storleik i same gruppa.

Stort atom

147

Fig. 11.2. Den reduserande evna hos to atom av ulik storleik i same gruppa.

av alle elektronopptakarane. Evna til å ta opp elektron frå eit anna stoff vil seie det same som evna til å verke oksyde­ rande, dvs. evna til å vere oksydasjonsmiddel. Fluor er det sterkaste oksydasjonsmiddelet vi kjenner. Klor, brom og jod er alle oksydasjonsmiddel, og dei minkar i styrke slik dei står nedover i det periodiske systemet. For reduksjonsmidla skulle vi vente å kunne føre eit heilt tilsvarande resonnement over evna til å gi frå seg elektron. Denne evna samsvarar ikkje heilt med storleiken av atoma; men vi kan i alle fall seie på førehand at dei kraftigaste reduk­ sjonsmidla må vi finne i hovudgruppe I A. Dei neste må vi vente å finne i hovudgruppene II A og III A. Vi må dg kunne rekne med at ingen av grunnstoffa i hovudgruppe I A, II A eller III A har noka evne til å ta opp elektron; dei kan ikkje vere oksydasjonsmiddel. Eit oversyn over styrkehøvet mellom dei ymse oksydasjonsmidla og reduksjonsmidla får vi først gjen­ nom den såkalla spenningsrekkja, sjå tabell 12.1. Ofte kan det vere nyttig som hugseregel å feste seg ved endringa av oksydasjonstala for stoffa. Oksydasjonsevna aukar Fig. 11.3. Den oksyderande og den reduserande evna hos grunn­ stoffa varierer i store drag slik figuren viser det.

148

tteduksjonsevna

aukar

Tek vi atter utgangspunkt i det enkle dømet vårt

2Br- + Cl2 = Br2 + 2C1",

så ser vi at på venstre sida har vi oksydasjonstalet —1 for brom og oksydasjonstalet null for klor. På høgre sida har dette endra seg til å bli null for brom og —1 for klor. Vi ser at det stoffet som har blitt oksydert (brom), har auka oksydasjons­ talet sitt, medan det stoffet som har blitt redusert, har minska oksydasjonstalet sitt. 2Br~ — 2e~ = Br2 (auking frå —1 til null) Cl2 + 2e~ = 2C1” (minsking frå null til —1)

Eit anna døme: 2Fe+ + + Cl2 = 2Fe+++ + 2C1" Deler vi opp prosessen, får vi:

2Fe++ — 2e~ = 2Fe+ + + (auking frå -j-2 til +3), dvs. oksydasjon. Cl2 + 2e~ = 2C1" (minsking frå null til —1), dvs. reduksjon. På grunnlag av det vi har gjennomgått, kan vi setje opp eit skjema:

Tabell 11.1. Fig. 11.4. Oksydasjon fører med seg stigande oksydasjonstal. Re­ duksjon gir minkande oksyda­ sjonstal.

U ttrykk

Oksydasjon Reduksjon Oksydasjonsmiddel Reduksjonsmiddel

Oksydasjonstalendring (valensendring) Auking Minsking Minsking Auking

Elektronflytting

Elektronavgiving Elektronopptak Tek opp elektron Avgir elektron

Som før nemnt, vil eit stoff ikkje kunne ta opp elektron utan at det dg finst eit anna stoff som gir frå seg elektron. I vanlege kjemiske reaksjonar går dei to prosessane for seg samstundes, og vi snakkar derfor helst om prosessane under eitt, og vi kallar dei redoks-prosessar.

11.2 Balansering av redokslikningar * Det må alltid bli avgitt like mange elektron som det blir oppteke. Til dømes kan eit gramatom av eit grunnstoff som har evne til å gi frå seg to elektron, forsyne to gramatom av eit grunn­ stoff som har evne til å berre ta opp eitt elektron. Vi gjer oss nytte av dette når vi skal balansere redokslikningar. Døma våre viser det: * Les om att avsn. 3.6 først (Oksydasjonstal).

149

Lét vi toverdige jernion komme saman med oksydasjonsmiddelet klorgass, får vi oksydert jerniona til treverdige, medan kloret blir redusert til kloridion.

Døme

Men vi kan ikkje berre skrive:

Fe+ + + Cl2 = Fe+ + + + 2C1" Likninga samsvarar ikkje da. Analyserer vi kvart einskilt ledd, ser vi snart korleis vi skal få balanse i elektronopptak/avgiving. Vi set det opp slik:

Cl2

og

Multipliser med: 1

+ 2e" = 2C1-

Fe++ — le" = Fe+ + +

2

Den siste prosessen krev at det berre blir avgitt eitt elektron frå kvart toverdig jernion. Men klormolekylet må få tilført to; følgjeleg må vi balansere det heile ved å skrive 2Fe+ + .

Cl2 + 2e~ = 2C1" 2Fe++ — 2e" = 2Fe+ + + Balansert likning:

2Fe++ -j- Cl2 = 2Fe+ + + + 2C1-

Om vi ikkje har kjennskap til dei stoffa som går inn i døma nedafor, kan vi likevel balansere redoks-likningane, fordi vi gir opp dei iona og molekyla som går inn i prosessen både på venstre og høgre sida av likningsteiknet. Balanser: Cu++ + Al -> Al+ + + + Cu

Døme

Løysing:

Cu++ + 2e_ -» Cu og Al — 3e_ -> Al+++ Minste felles multiplum av 2 og 3 er 6. Vi kan skrive det slik:

og vi får:

Cu++ Al 3Cu++ 2A1

Balansert: 3Cu++

+ + -

2e~ 3e6e_ 6e~

-► -> -> ->

Multipliser med: Cu 3 A1+++ 2 3Cu 2A1+++

+ 2A1 = 3Cu + 2A1+++

(Dei tala vi set framfor formlane, kallar vi koeffisientar. Vi kan derfor seie: «Fyll ut likninga med koeffisientar», i staden for å bruke uttrykket «balansere».)

150

Prøv å balansere desse redoks-prosessane:

a) b) c) d)

Fig. 11.5. Ein femstegs reduksjon av mangan. Ein éinstegs oksyda­ sjon av jern.

Zn + H+ -> Zn + Ag+ -* + ^2 BrFe+++ + Sn++ ->

Zn++ Ag Br2 Fe++

+1 + + +

FLM Zn++ ISn++++

Vi ser at så lenge vi held oss til slike enkle døme, der vi med ein gong kan lese oksydasjonstalet av vedkommande formel, er det ingen store vanskar. Har vi litt meir kompliserte formlar, må vi først ta arbeidet med å finne ut kva for eit grunnstoff som blir oksydert eller redusert, og finne oksydasjonstalet for dette grunnstoffet på begge sidene av likningsteiknet. Finn koeffisientane i redoks-prosessen:

Døme

Fe+ + + MnO4~ + H+

Fe+ + + + Mn++ + H2O

Løysing:

Vi ser med ein gong at det toverdige jernionet blir oksydert til treverdig. Vi må så finne oksydasjonsmiddelet. Det må vere anten H+ eller MnO4~. Ser vi nærmare etter, vil vi sjå at H+ ikkje endrar oksydasjonstalet sitt ved å gå over i sam­ bindinga H2O på høgre sida. Det er -j- 1 framleis. Dermed kan vi sjå bort frå H+ som oksydasjonsmiddel i dette tilfellet. Det siste vi har å ty til er da MnO4~, som inneheld mangan med oksydasjonstalet + 7; for å gjere det enkelt skriv vi Mn7+. På høgre sida i likninga er oksydasjonstalet for mangan redusert til + 2. Skjematisk kan vi da skrive:

Fe++ —leMn7+ + 5e-

Multipliser med -> Fe+++ 5 -> Mn++ 1

5Fe++ + Mn7+ -> 5Fe+++ + Mn++ Vi ser at høvet mellom koeffisientane framfor jern og mangan må vere som 5 : 1 for at vi skal få avgitt like mange elektron som det blir oppteke. Med desse koeffisientane samsvarar likninga med vilkåra for sjølve redoks-prosessen, men vi har ikkje dermed fått alle koeffisientane i likninga. Dei andre koeffisientane må justerast ved det vi kallar inspeksjon, og det er ikkje så vanskeleg. Vi har no: Fig. 11.6. Ein seksstegs oksydasjon av jod. Ein éinstegs reduksjon av klor.

5Fe++ + MnOf + H+ -> 5Fe+ + + + Mn++ + H2O

Vi ser straks at vi har 4 oksygen i MnO4 , og at alle desse skal gå over i H2O. Da må vi på høgre sida skrive 4H2O. Vi

151

får da i alt 8 hydrogenatom, og vi set til talet 8 framfor H+ på venstre sida. Den ferdig-balanserte likninga blir da: 5Fe+ + + MnO4- + 8H+ = 5Fe+++ + Mn++ + 4H2O

Einannan teknikk når ein skal balansere slike likningar, er å skrive elektronoverføringa under likninga. Men også her må ein først finne ut oksydasjonstala på begge sidene av likningsteiknet. Døme: Zn + H+

Zn+ + + H2

Vi ser at Zn må gi frå seg 2 elektron når det går over til Zn+ +. Kvart H+ må ta opp eitt elektron. Sluttresultatet skriv vi slik:

Zn

+

2H+ = Zn++ + H, *

£t

11.3 Ekvivalentvekt for redoks-stoff Av dømet ser vi at det må 5 jernion til for kvart MnO4 -ion i reaksjonen for at mengdehøvet skal bli rett. I redoks-prosessar skal stoffa balansere mot kvarandre i eit slikt mengdehøve at dei blir jamverdige med omsyn til opptak og avgiving av elektron. Det naturlege er da å rekne om formelvektene til dei mengdene som vi treng av stoffa for å få overført eit elektron.

MnOf For MnOf er det da nok med----- —---- pr. elektron. For Fe++ må vi ta med heile formelvekta, fordi det er berre eitt elektron som blir overført når Fe++ går over til Fe+++. Vi definerer slik: Ekvivalentvekt av eit redoks-stoff er lik formelvekt dividert med talet på elektron som blir overført pr. molekyl eller pr. ion av stoffet. Ekvivalentvekta kan vi finne ut også om vi berre har ei ubalansert likning. Cr2O7— + 21- -> 2Cr+++ + h

Her ser vi at krom har oksydasjonssteget + 6 på venstre sida i lik­ ninga, medan det på høgre sida har oksydasjonssteget -|- 3. Jod har — 1 på venstre-sida og null på høgre side. Men vi ser og at i formelen Cr2O7— har vi 2 Cr-atom som begge skal reduserast 3 steg. Den totale elektron-overføringa pr. mol stoff blir da: 2 • 3 = 6.

Altså: Cr2O7 . I For krom: ekv.vekt =------ ---- , og for jod: ekv.vekt = y .

Spørsmål og oppgåver

1. Definer reduksjon og oksydasjon med ord. 2. Kva er eit oksydasjonsmiddel, og kva er eit reduksjons­ middel ? 3. Kva meiner vi med oksydasjonssteget for eit grunnstoff? 152

4. Kva er det høgste oksydasjonssteget eit stoff kan ha? 5. Balanser denne likninga ved å skrive opp einskildprosessane: h2s

+ HNO3 -> H2SO4 + NO + h2o

6. Finn koeffisientane i redoks-likninga:

KMnO4 + HC1 -> KC1 + MnCL + Cl2 + H2O

7. Finn koeffisientane i likninga: Fe++ + NO3- + H+

Fe+ + + + NO + H2O

8. Skriv dei balanserte ionelikningane:

a) b) c) d)

MnO4" + Cl" + H+ -> Mn++ + Cl2 + H2O Cr2O7— + I" + H+ -> Cr+ + + + I2 + H2O Ag + HNO3 -> AgNO3 + NO + H2O H2S + CIO" S + ci- + H2O

9. Vis korleis vi skal finne ekvivalentvektene for redoks-stoffa i desse likningane: a) b) c) d)

Cu + NO3- + H3O+ -> Cu++ + NO + H2O Zn + NO3- + H3O+ Zn++ + NH4+ + H2O I2 + HC1O + H2O -> IO3- + Cl- + H3O+ Fe+ + + Cr2O7-- + H3O+ Fe+ + + + Cr+ + + + H2O

Vel rett(e) svar

1. Oksydasjon er: a) b) c) d)

Avgiving av Avgiving av Avgiving av Avgiving av

proton. elektronpar. elektron. nøytron.

2. Kven av desse stoffa er ikkje kraftige oksydasjonsmiddel:

a) F2, b) Cl2, c) KMnO4, d) I2, e) H+.

3. Når eit grunnstoff endrar oksydasjonstalet sitt frå + 6 til — 2, blir det: a) Oksydert, b) Redusert, c) Inaktivert, d) Nøytralisert. 4. Når ein skal balansere ei redoks-likning, må ein passe på at:

aj b) c) d)

Koeffisientane blir dei same for alle reaktantane. Det blir avgitt like mange elektron som det blir motteke. Talet på proton som blir avgitte, samsvarar. Oksydasjonstala er dei same på venstre side som på høgre-sida. 153

5. Ekvivalentvekta for eit redoks-stoff er:

a) Molekylvekta dividert med talet på elektron som blir overførte pr. mol av stoffet. b) Molekylvekta gonger valensen av det reduserte stoffet. c) Molekylvekta dividert med valensen av det oksyderte stoffet. d) Atomvekta av metallet i sambindinga dividert med valensen.

Forsøk og demonstrasjonar

1. Vis at klor oksyderer bromidion ved å bruke ei konsentrert løysning av KBr og setje til klorvatn.

2. Vis at molekylet I2 fargar stivelse blå, men at ionet Iikkje fargar stivelse blå. Stivelse er indikator på fri jod. Bruk dette til å demonstrere at også brom greier å oksydere jodion til fritt jod. 3. Gjer denne reaksjonen med stivelse som indikator, og drøft prosessen: I2 + 2S2O321- + S4O6Bruk ei 1% stivelsesløysning og 1/10 normale løysningar av I2 og Na2S2O3.

4. Vis at ei 1/10 normal løysning av KMnO4 i vatn er mørk fiolett. Vis dg fram stoffet MnSO4, og vis at ei tynn løys­ ning av det i vatn er nærmast fargelaus. Gjer reaksjonen og drøft prosessen:

MnO4- + Fe++ + H+ -> Fe+ + + + Mn++ + H2O. Bruk om lag 4 normal H2SO4 som syre og 1/10 normal FeSO4-løysning.

Tilvising:

Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 32.

Elektrokjemi I

FARADAY

96500 C Reduksjons- og oksydasjonsprosessar forklarar vi i kjemien som overføringar av einskilde elektron. No veit vi dg at om vi har ein stadig straum av elektron gjen­ nom ein leiar, så kallar vi det ein elektrisk straum. Vi kan derfor vente at det er råd å få til elektriske straumar ved å kople saman visse redoks-prosessar. Vi seier da at vi får elektrisitet ved kjemiske prosessar, og vi bruker uttrykket galvaniske element om slike straumkjelder. Italienarane L. Galvani og A. Volta eksperimenterte begge med elektriske element i åra 1780—1800. Uttrykket galvanisk straum og eininga volt kjem frå desse to namna. Ein annan grunnleggjande del av elektrokjemien har å gjere med dei kjemiske forandringane vi får når ein elektrisk straum går gjennom ein elektrolytt. Engelskmannen Michael Faraday klarla desse problema alt i 1830. Vi skal først sjå litt på resul­ tata av arbeidet hans.

12.1 Elektrolyse — Faradays lov

Anode

Katode

Når ein elektrisk straum går gjennom ein elektrolytt, i smelta tilstand eller løyst i vatn, vil iona flytte seg mot dei motsett ladde polane. Vi kallar prosessen elektrolyse. Så snart iona når dei motsett ladde polane, vil iona misse ladningane sine. Vi seier at dei blir utladde. Av desse utladingsprosessane er den eine ein oksydasjon, den andre ein reduksjon. I figurdømet vårt (elektrolyse av NaCl-smelte): Ved den negative polen Katoden Na+ + le" = Na dvs. ein reduksjon

Fig. 12.1. Anion går til anoden og kation til katoden ved elektrolyse.

Ved den positive polen Anoden Cl" — le" = Cl dvs. ein oksydasjon

Som vi skjønar, blir dette i prinsippet det same for kva elektrolytt som helst. Vi seier derfor at vi alltid får ein katodisk reduksjon og ein anodisk oksydasjon. I mange tilfelle vil dei stoffa ein får etter utladingane, setje seg av på elektrodane. (Er dei gassar, vil dei boble opp.) 155

Fig. 12.2. Lét vi den same elektrisitetsmengda gå gjennom fleire elektrolyttar i serie, vil vi når som helst kunne rekne ut kor mye av kvart einskilt ion i elektro­ lytten som blir utskilt ved elek­ trodane.

Faraday fann ved eksperimenta sine ut samanhengen mellom: straum — utskild stoffmengd — tid. Eksperimenta hans var umåteleg nøyaktige, og han klarla resultata sine i fleire lover. I grunnleggjande kjemi finn vi det praktisk å slå desse saman til éi lov, som seier: Ved elektrolyse av ein elektrolytt som er samansett av to grunn­ stoff, vil ein gjennomgang på 96500 amperesekund skilje ut éin gramekvivalent av eit grunnstoff ved katoden og éin gramekvivalent av eit anna ved anoden. Michael Faraday (1791-1867), engelsk fysikar. Starta som ein fattig bokbindarlærling og blei interessert i å lese gjennom arbei­ det sitt. Framståande eksperimentalfysikar som gjorde ei rekkje grunnleggjande oppdagingar in­ nan elektroteknikk, fysikk og kjemi.

Eininga for elektrisitetsmengd kallar vi ein coulomb, symbol C. Ein coulomb = 1 amperesekund, symbol A • s. 96500 coulomb kallar vi ein faraday, symbol F. 1 faraday er atter lik 26,8 amperetimar, ei eining som i mange tilfelle er meir praktisk å bruke. Ein gramekvivalent av eit grunnstoff (ofte avstytta til 1 val) er atomvekta av grunnstoffet dividert med valensen og med nemninga gram. [Jf. 5.7.] , . , atomvekta 1 val = 1 gramekvivalent = ---- ,--------- gram ° valensen På fig. 12.2 ser vi ei ordning som lét den same elektrisitetsmengda gå gjennom fleire elektrolyttar i serie. Dersom nøy­ aktig 96500 coulomb passerer igjennom, og vi så stoggar elektrolysen, vil det vere utskilt desse stoffmengdene frå dei respektive prosessane:

Ved katodene : (reduksjon) TI

H+ + le~ = H

156

1

QQO

stoffmengd y g = —y— g = 1,008 g H

Cu++ + 2e~ = Cu

— «—

^y- g = —y~ g =31,78 g Cu

Fe+++ + 3e~ = Fe

— «—

—g = —|' S =

Ti++++ 4- 4e_ — Ti

—«—

S Fe

y g = ——- g = 11,98 g Ti

Ved anodane (oksydasjon): Om vi tenkjer oss at vi hadde kloridion i løys­ ningane, ville vi få reaksjonen: Cl — le

= Cl stoffmengd ~ g = 35,45 $ _

g qj

(Gassane hydrogen og klor kan ikkje eksistere som enkle atom. Dei vil slå seg saman til H2 og Cl2, men stoffmengdene blir slik som utrekna.)

12.2 Døme på utrekningar Døme 1: Kor mange gram kopar vil det bli utskilt ved katoden når ein straum på 5 ampere går gjennom ei løysning av CuSO4 i 5 timar?

Løysing: Valensen for kopar i CuSO4 er 2. Éin gramekviva-

lent kopar er da

g = 31,78 g Cu.

Da elektrolysen går i heile fem timar, er det mest praktisk å bruke eininga amperetime. 96500 coulomb = 26,8 amperetimar. Vi har brukt 5 • 5 = 25 amperetimar. 26,80 amperetimar skil ut 31,78 g Cu , . 1>5 31,78 „ 1 amperetime skil ut gg g ^'u

31 78 25 amperetimar skil ut T^pgjj ' 25 g = 29,6 g Cu Døme 2: Kor lang tid vil det ta å skilje ut 54 g aluminium ved ein elektrolyse av smelta A12O3 når vi bruker ein straum på 100 ampere ? Valensen av Al i sambindinga er 3. 96 97

1 val Al = —4— g = 8,99 g Al. Vi rundar av til 9 g. 3

54 54 gram aluminium er da lik — = 6 gramekvivalentar. For å få utskilt 54 g treng vi da 6 faraday, dvs. 6 • 96 500 A • s = 579 000 A • s

Med ein straum på 100 A må vi da bruke: 579 000 , • —— s = 5790 s, dvs. 96,5 mm 157

Vil vi setje opp eit matematisk uttrykk for Faradays lov, kan vi skrive denne proporsjonen:

Massen av utskilt stoff _ talet på amperetimar Ekvivalentvekta av stoffet 26,8

coulomb-talet = 96 500

12.3 Faradays konstant og Avogadros konstant Når vi kjenner Avogadros konstant, kan vi rekne ut Faradays konstant heilt nøyaktig. Bruker vi hydrogen som døme, får vi:

1 mol hydrogenatom = 1,0078 g hydrogen. I dag veit vi at 1 mol av eit grunnstoff inneheld eit Avogadro-tal atom. Avogadros konstant, 7VA, er:

6,02205 • lO^mol’1 I tilfellet med hydrogen vil det da og seie at det er like mange elektron. For å lade ut 1,0078 g H+-ion trengst det eit Avogadro-tal elektron. No er ladningen av eit elektron, e, målt til 1,6021 • 10-19 amperesekund (Millikan 1909). Faradays konstant blir da:

F = VA • e = (6,02205 • 1023 mor1) ■ (1,6021 • 10~19 ampere­ sekund) = 96485 amperesekund/mol Dette viser at dei eksperimenta Michael Faraday gjorde i 1830-åra, var særs nøyaktige. Talet 96 500, som han fann, blir derfor enno i dag brukt i praktisk rekning i elektrokjemi.

12.4 Elektrodepotensial (halvelement) Når eit grunnstoff, t. d. eit metall, blir sett ned i ei løysning av sine eigne ion, er det tenkjeleg at det kan bli ei utveksling av elektron mellom løysning og metall. Da elektrona er berarar av negativ elektrisk ladning, vil jamvel den minste overføring av elektron føre til at det blir ein skilnad i elektrisk ladning (og dermed ein potensialskilnad) mellom løysning og metall. Det er mange måtar ein kan gå fram på for å analysere seg fram til resultatet av slike overføringar av elektron. Vi vel her helst ein metode som er lett å skjøne. 158

Fig. 12.3. Når ion losnar eller fellest ut på ei metallstong, kan vi tenkje oss prosessen slik som på figuren. Det resulterer i overskot eller underskot av elektron på stonga.

Om ei metallstong (metallet avstytta til Me) blir stukken ned i ei løysning av sine eigne ion, kalla Me+ + , er tre ting mogleg: A. Nokre metallatom vil forlate stonga og gå over i løysninga som ion. Stonga løyser seg opp. Prosess: Me -> Me++ + 2e_

Dei to elektrona som atomet må gi frå seg, kan ikkje eksi­ stere i løysninga, men må bli att på metallstonga. Dette gjer at stonga får negativ ladning i høve til det ho hadde før. B. Nokre metallion frå løysninga vil slå seg ned på stonga og bli utladde ved at dei tek elektron frå stonga. Prosess: Me++ + 2e“ -> Me Da elektrona blir tekne frå stonga, vil denne få underskot på elektron, og ho lår positiv ladning i høve til det ho hadde før. Det blir utfelt metall, og massen av stonga vil auke.

C. Det tredje ein kunne tenkje seg måtte vere at ingen ting skjedde. Da får vi heller ingen reaksjon å skrive. Det er tydeleg at tilfelle A og tilfelle B er to motsette pro­ sessar. Vi skjønar dg at om tilfellet A skjer i nokon monn, vil stonga bli så markert negativ at ho dreg til seg positive ion frå løysninga og lader dei ut. Om vi no som eit eksperiment set eit metall, la oss seie sink, ned i ei løysning av sinkion, vil det ikkje vere råd å sjå at stonga løyser seg opp eller at det legg seg eit lag utanpå. Det er derfor rimeleg å tru at enda om den eine prosessen skjer i nokon monn, så vil den motsette prosessen stogge han. Vi får med andre ord ein stans i reaksjonen, og det blir ei kjemisk jamvekt mellom dei to prosessane. For metallet Zn kan vi skrive det slik: Zn++ + 2e~ Zn

og allment for eit toverdig metall: Me++ + 2e~

Me. 159

Er jamvekta forskoven over til venstre, favoriserer det pro­ sess A, som skulle gjere stonga negativ. Er jamvekta forskoven til høgre, favoriserer det tilfelle B, som skulle gjere stonga positiv. Av det som er sagt, kan vi dra denne konklusjonen: Når eit metall blir sett ned i ei løysning av sine eigne ion, må vi vente at det lagar seg ein potensialskilnad mellom metall og løysning.

(Tilsvarande resonnement gjeld dg for ikkje-metall.) Vi kallar ordninga med eit metall (eller ikkje-metall), sett ned i ei løysning av sine eigne ion, for eit halvelement. Vi bruker derfor uttrykket elektrodepotensialet for halvelementet.

12.5 Standard-hydrogenelektrode Vi kjenner i dag ingen metode som kan brukast til å måle potensialskilnaden mellom ei løysning og metallet. Det einaste vi kan gjere for å få stadfest denne skilnaden, er å samanlikne eit halvelement med eit anna. Som internasjonal standard for slike samanlikningar har ein valt den såkalla standard-hydrogenelektroden. Denne elektroden kan vi enklast forklare ved å seie at han verkar som om vi skulle ha halvelementet «ei stong av hydrogen sett ned i hydrogenion». Da hydrogen er em gass, er dette uråd å få til. Men vi oppnår det same om vi lét hydrogengassen boble gjennom ei løysning av H+-ion, det vil seie ei syreløysning. For å få kontakt med boblene bruker ein metallet platina. Det har mellom anna den føremonnen at det absorberer eller løyser opp hydrogengass. Det blir heller ikkje opptært av syre. Ein standard-hydrogenelektrode kan sjå ut som den vi ser på fig. 12.4. Hydrogengassen skal boble igjennom med eit

Fig. 12.4. Ein standard-hydrogen­ elektrode til venstre er kopla saman med halvelementet Zn++/ Zn for å få målt potensialskilna­ den. Straumkrinsen mellom dei to kara blir slutta gjennom leid­ ningen og sambandsrøyret som inneheld ei løysning av positive (K+) og negative (Cl-) ion.

160

HYDROGENELEKTRODE

SINKELEKTRODE

trykk på éin atmosfære, og konsentrasjonen av H+-ion i løysninga skal vere 1 molar. Reaksjonen av dette halvelementet skriv vi: 2H+ + 2e" H2

Til vanleg styttar vi av skrivemåten for halvelement med eit skråstrek mellom dei to delane av det, t. d. slik:

2H+/H2, Zn+ + /Zn eller Na+/Na Ved internasjonal avtale har ein så definert potensialet av ein standard-hy drogenelek.trode til å vere null. Ein kan så samanlikne andre elektrodar med dette nullpunktet, og får da ulike resul­ tat i kvart tilfelle. Den potensialskilnaden em får, måler ein i volt. Somme halvelement vil bli negative i høve til hydrogenelektroden, andre vil bli positive. Fig. 12.4 viser korleis ein kan ordne seg når ein måler slike standard-elektrodepotensial. For å få ein slutta straumkrins må ein lage ei sambinding av ion mellom dei to kara. Teikninga viser eit sambandsrøyr med ion. Ein kan dg bruke ein porøs skiljevegg mellom dei to løysningane, samstundes som ein bruker metallisk samband mellom dei to halvelementa. For dei halvelementa som blir negative i høve til hydrogenelektroden, kan vi seie at metallet har større evne enn hydro­ genet til å skilje ut elektron. Vi kan dg seie det slik at den evna metallet har til å gå i løysning og lage ion er større enn evna hydrogenet har til å lage ion. Resultatet blir det same. Metallet blir målt som negativt i høve til standardelektroden. Døme på målingar:

1) Vil vi måle potensialet for eit halvelement som har ei sinkstong og ei 1 M løysning av Zn+ + -ion, ordnar vi oss slik det er vist på fig. 12.4. Sambandsrøyret fyller ein med ei løysning av enkle ion som K+C1_. Hydrogengassen boblar ein varsamt gjennom den éin-molare saltsyreløysninga (H+). Koplar vi no inn eit voltmeter mellom dei to kara, viser det seg at vi i dette tilfellet får eit utslag til den sida som viser at sinkstonga er negativ i høve til hydrogenelektroden. Vi måler — 0,76 volt. Av dette forsøket kan vi slutte: Sink har større evne enn hydrogen til å skilje ut elektron. Det vil seie: Systemet Zn+ + /Zn er negativt i høve til systemet 2H+/H2. 2) Bruker vi hydrogenelektroden framleis, men byter ut sinkstonga og sinkløysninga med t. d. ei koparstong i ei kopar11. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

161

løysning, viser det seg at vi får eit utslag til den positive sida på voltmeteret. På den måten kan vi tenkje oss at vi skifter inn alle metalla og løysningane deira på den eine sida, men lét hydrogenelektroden bli ståande på andre sida.

12.6 Spenningsrekkja

(redoks-potensial)

Gjer vi slike målingar som vi her har vist, for mange metall, og kvar gong lét løysningane av metalliona vere éin-molare, kan vi ordne resultata i ei rekkje som vi kallar spenningsrekkja, sjå tabell 12.1. Fordi kvar einskild prosess er ein redoksprosess, seier vi dg at rekkja er ei ordning av redoks-potensial. Med ei tilsvarande ordning kan vi dg tenkje oss at vi kan måle potensial for ikkje-metall, og for alle prosessar der vi har elektronoverføringar. Vi har sett til nokre slike potensial, kvart på sin plass i spenningsrekkja. Vi kan seie at spenningsrekkja er eit system som ordnar stoffa etter den evna dei har til å gi frå seg elektron. Legg merke til at under reduksjonsmiddel og oksydasjons­ middel i tabell 12.1 er OH-, H+, H2O og SO4-- sette i hakeparentes der dei i røynda ikkje er reduksjons- eller oksyda­ sjonsmiddel på grunn av at det ikkje blir noka forandring av oksydasjonstala. I t. d. SO4-- har S og O dei same oksydasjonstala som i PbSO4.

12.7 Bruk av spenningsrekkja for å skjøne redoksprosessar Rekkja ordnar dg reduksjons- og oksydasjonsmidla. Øvst står dei som er dei kraftigaste reduksjonsmidla, nedst står dei kraftigaste oksydasjonsmidla. Men vi må sjå nøye på det halvelementet eller systemet som vi skal drøfte. Øvst i rekkja står Li+/Li. Det er metallet Li som hai' den reduserande eigenskapen og kan gi frå seg elektron. Ionet Li+ har inga reduserande evne i det heile. (Det vil tvert imot helst ta opp eit elektron.) På same måten er det vidare nedover i rekkja. Derfor står det i midtfeltet ei oppstilling som viser kva som er den redu­ serande og den oksyderande delen av halvelementet. Det kraftigaste av alle oksydasjonsmidla er fluorgass, F2. Fluoridionet, F-, derimot har inga oksyderande evne, sjå fig. 11.1. Tek vi ut eit tilfeldig oksydasjonsmiddel, er det kraftigare enn alle dei oksydasjonsmidla som har plass høgre oppe i rekkja, men veikare enn alle som står nedafor det.

162

Døme: Br2 er eit oksydasjonsmiddel. Br2/2Br“ har £0 = +1,07 V.

Vi ser at det står eit stykke under I2 og er derfor eit kraftigare oksydasjonsmiddel enn jod. Men det står over både Cl2 og F2, °g følgjeleg er det eit veikare oksydasjonsmiddel enn begge desse. Vidare ser vi at det er eit kraftigare oksydasjonsmiddel enn dei iona som står beint over i rekkja, slik som NO3~, Ag+ eller Fe+ + + . Men dei iona som står under brom i rekkja, t. d. Au+ + + og MnO4“, er kraftigare oksydasjonsmiddel enn brom. På tilsvarande måte kan vi bruke rekkja for reduksjonsmidla. Mg+ + /Mg har Eo = —2,37 V. Mg er eit kraftigare reduksjonsmiddel enn alle dei som kjem under det i rekkja, til dømes Fe, Cd eller Ni. Men magnesiummetall er eit veikare reduksjonsmiddel enn alle dei som står over — 2,37 i rekkja. Det er altså veikare enn metallet Ca eller metalla Ba og K i sine reduserande eigenskapar. Vidare ser vi at hydrogenionet sjølv, H+, er eit oksydasjons­ middel i høve til alle stoffa som står på den negative sida i rekkja. H+-ionet kan altså teoretisk oksydere alle metalla på den negative sida. I praksis vil det seie at kva syre som helst vil reagere med alle metalla på den negative sida i rekkja og løyse dei opp. Når spenningsrekkja er oppsett slik som i tabell 12.1, kan vi lage denne hugseregelen:

Hugseregel: Dreg vi ei linje mellom det oppgitte metallet (eller ikkje-metallet) og den oppgitte ioneløysninga, så vil vi få ein reaksjon om denne linja peikar nedover til venstre. Døme: Mg sett i Fl+. Kva skjer?

Løysing: Mg++ + 2e_

2H+ + 2e

Døme

Mg

H2

høgt oppe i rekkja

midt i rekkja

Pil mellom Mg og H+ peikar ned til venstre. Dvs.: det blir reaksjon. Kva vil skje når vi stikk ei jernstong ned i ei løysning av koparion, Cu++ ? Vi resonnerer slik: Fe har ei viss evne til å gi frå seg elektron og gå over i ioneform, gitt ved:

Fe++ + 2e~

Fe; E{} = — 0,44 volt.

Kopar har ei viss tilsvarande evne, gitt ved:

Cu++ + 2e"

Cu; Eo = + 0,34 volt.

163

__________________

164

Reaksjon

o°„ CM

Redokspotensial.

Tabell 12.1. Normalpotensial (spenningsrekkja)

ouAosuofs^npoj opu-eång

+ ca cl rt

£ u fl

,+, C J *

U U W U U H H H fl n U tl U U U H U U auAasuolsepÅs^o opurSpg

O i OJ , KU

3

1 rs r.

u u ti u u n ti ti ti n u t; ti ti u

Fe-stong

Kopar- loysninq

Cu

Fig. 12.5. Set ein ei jernstong ned i ei Cu++-løysning, får ho eit lag av rein kopar på overflata.

Jern har med andre ord langt større evne enn Cu til å gi frå seg elektron. Men skal Fe i det heile få høve til å gi frå seg elektron, må det vere eit anna stoffsom tek dei opp. Det einaste mog­ lege er da Cu+ + , og følgjeleg reaksjonen: Cu++ J- 2e_ = Cu. Vi seier at jernet feller ut kopar frå ei kop ar løysning.

Ved eit tilsvarande resonnement finn vi lett ut at om vi les spenningsrekkja ovafrå, vil kvart metall i rekkja kunne felle ut dei etterfølgjande metalla frå ei løysning. Det same gjeld dg for ikkjemetall-potensiala i rekkja. Eit anna døme:

Vi stikk ei sinkstong ned i ei løysning av H+-ion, dvs. ei syre. Kva skjer? Da sink står over hydrogen i spenningsrekkja, vil hydrogen bli «utfelt», dvs. det vil bli utvikla hydrogengass. Zn = Zn++ + 2e2H+ + 2e- = H2

Metall på den negative sida av hydrogen i spenningsrekkja reagerer med syrer, og det blir utvikla hydrogen.

Fig. 12.6. Ei sinkstong tærest opp i ei syreløysning. Det blir utvikla hydrogengass.

165

Eit tredje døme: Kva vil skje når vi slepper nokre stykke med fast jod, I2, opp i ei løysning av Sn+ + -ion? I spenningsrekkja finn vi tinnion to stader: Sn+ + /Sn,

E(l = •— 0,14 V, og dessutan Sn+ + + + /Sn+ + , Eo = + 0,15 V. Tinn kan med andre ord vere både toverdig og fireverdig. Jod er eit oksydasjonsmiddel, og I2/2I— har Eo =

0,54 V.

Det har derfor evna til å rive til seg elektron frå stoff som står høgre oppe i rekkja, slike som tinn og tinnion. Det toverdige tinnet, Sn+ + , vil derfor bli oksydert til fireverdig tinn, Sn+ + + + , når vi slepper jod oppi løysninga. Ved det blir jodet sjølv redusert til jodion, I-. Vi kan skrive likninga slik: Sn++ + I2 = Sn+ + + + + 21-

Prøv dg å setje opp hugseregelen med skråstreket i dette tilfellet.

Spørsmål og oppgåver

1.

Kva er ein coulomb, og kva er ein faraday?

2. Vi leier ein straum gjennom eit sølvbad (Ag+) i 10 minutt. Det blir felt ut 150 gram sølv på katoden. Kor stor var straumen ?

3. Ein straum på 0,5 ampere går gjennom fortynna saltsyre i 1 time og 15 minutt. Kor mange liter hydrogengass (760 mmHg og 0 °C) blir det utskilt ved katoden? 4. Ein forniklingsverkstad har ein ting som skal få eit nikkel-lag med nøyaktig 200 gram nikkel. Straumen som verkstaden disponerer, er konstant 10 ampere. Kor lenge må straumen stå på? (Badet har Ni+ + -ion.) 5. Ved eit aluminiumsverk elektrolyserer dei A12O3. Dei har kopla 30 omnar i serie, og gjennom dei blir det sendt ein straum på 30 000 ampere. Kor mykje aluminium lagar verket pr. døgn?

6. Sink blir laga ved elektrolyse av ei ZnSO4-løysning. Ved ein fabrikk er 150 elektrolyseceller kopla i serie, og straumen gjennom dei er 13 000 ampere. Kor mykje sink blir det laga pr. døgn i fabrikken? 7. Kor stort gassvolum vil ein få under normalvilkår ved å sende 5 faraday gjennom løysningar som utviklar respek­ tive O2, Cl2 og H2 ? 166

8. Ein metallsylinder er 12,7 cm lang og har ein diameter på 19,0 cm. Sylinderen blir fornikla i eit Ni+ + -bad i nøyaktig 50 minutt med ein straum på 2,5 ampere. Kor tjukt blir nikkellaget når vi reknar med at også ende­ flatene blir fornikla? Tettleiken for Ni er 8,9 g/cm3. 9. Finn plassen i spenningsrekkja for metalla i gruppe I A. Kva eigenskapar for stoffa kan vi utleie av dette?

10. Kva metall finn vi på den positive sida i rekkja? Har desse metalla nokre felles eigenskapar? 11. Finn ut ved hjelp av spenningsrekkja om det blir nokon reaksjon i desse tilfella: Ag + HG1 = Fe + HC1 = Zn + HG1 = Sn + HC1 = Zn + HBr = Ni + HC1 = Cr + HC1 = Fyll ut likningane med koeffisientar.

12. Bruk spenningsrekkja til å finne ut av desse prosessane: + HNO3 (kons) = e) Ag + Cu++ = a) Zn + Cu+ + = f) PbO2 + CD + H+ = b) Fe + HNO3 (kons) = g) Cu c) Fe+ + + Zn = d) Fe+++ + 1- = Vel rett(e) svar

1. Ein standard-hydrogenelektrode har eit potensial på 0,00 volt fordi: a) Hydrogeniona absorberer elektron frå platinaelektroden. b) Det er definert slik. c) Det er ingen potensialdifferens mellom elektroden og løysninga. d) Ein har målt potensialet særs nøyaktig. 2. Elektrolyse går ut på rørsle av: a) b) c) d)

elektron berre negative ion berre positive ion ion, både positive og negative

3. Når eit metall blir sett ned i ei løysning av sine eigne ion: a) Vil det bli ei sterk gassutvikling. b) Vil det bli ein potensialskilnad mellom stonga og løysninga. c) Vil stonga alltid bli negativ i høve til det ho var før. d) Vil ein ikkje kunne måle nokon ting. 167

4. Ved elektrolyse av ei løysning av NaCl i vatn blir det utvikla hydrogengass fordi: a) Hydrogenet er så reaktivt. b) Vatn blir lettare redusert enn natriumionet. c) Det blir alltid utvikla hydrogen når ei løysning i vatn blir elektrolysert. d) Det er berre på den måten det kan skje nokon ting.

5. Eit halvelement er: a) Eit element som berre gir halv spenning i høve til eit heilt element. b) Eit element som gir 4 • 96 500 coulomb. c) Ei ordning med eit metall eller ikkje-metall som står i ei løysning av sine eigne ion. d) Eit halvt hydrogenelement. Forsøk og demonstrasjonar

1. Vis ein elektrolyse av ei koparsulfatløysning. Bruk to koparplater som elektrodar.

2. Vis ein hydrogenelektrode.

3. Strø jernpulver (ferrum reductum) i ei CuSO4-løysning, og vis at løysninga blir avfarga. 4. Gjer forsøk med å setje nokre av metalla som er nemnde på skjemaet, i ei løysning. Set opp resultata på skjema. Bruk avstyttingane: ingen reaksjon = 0, løysing av me­ tallet = Løys, utfelling av iona = Utf. Dersom det er metall i eigne ion, skriv vi berre + og — i samsvar med spenningsrekkja. Ion i løysninga

Metall

A1+++

Ag+

Cd++

Fe++

Ni++

Au+++

Al Ag

Au Cd

Fe Ni

5. Set klorvatn (Cl2 + H2O) til løysningar av KBr og av Kl i vatn, og vis at det blir laga respektive Br2 og I2. 168

Elektrokjemi II

13.1 Galvaniske element Dei prinsippa vi før har teke for oss, er grunnleggjande for galvaniske element av alle slag: akkumulatorar, batteri o. 1. Eit greitt døme på dette er Daniells element. Det er samansett av ei 1-molar CuSO4-løysning og ei 1-molar ZnSO4-løysning. I koparløysninga står det ei rein koparplate og i sinkløysninga ei rein sinkplate. Mellom løysningane står det ein porøs leirvegg som hindrar at væskene blandar seg.

Av spenningsrekkja finn vi: Zn+ + /Zn Cu++/Cu Det vil seie:

Eo = — 0,76 volt Eo = + 0,34 volt

Polspenning (teoretisk) — 1,10 volt

Fig. 13.1. Eit Daniells element. Sink i sinkion blir negativ pol i høve til kopar i koparion. Ein porøs skiljevegg, t. d. ei leircelle, skil væskene frå kvarandre.

Eit Daniells element kan ikkje ladast opp att. Det misser effekten sin ved at iona i dei to kara litt etter litt blandar seg. Skal ein bruke det vidare, må ein derfor tømme ut dei brukte løysningane og fylle på nylaga. Vi legg merke til at den nega­ tive polen, Zn, tærest opp, medan massen til den positive 169

polen, Cu, aukar. Dette er noko som gjeld allment for gal­ vaniske element. Kva dette har å seie, kjem vi tilbake til under korrosjon i avsnitt 13.5. Tørrelement Vanlege lommelyktbatteri eller ringjeleidningsbatteri kallar vi tørrelement. Desse kan heller ikkje ladast opp att når dei er utbrukte. Dei har ein sinkboks, som er den negative polen, og ei grafittstong som er den positive polen, sjå fig. 13.2. Grafittstonga er omgitt av brunstein, MnO2, og ammoniumklorid, NH4C1.

Luftrom Grafitt-stong Fig. 13.2. Eit skjematisk snitt viser delane i eit tørrelement. Heilt tørt er batteriet ikkje. Den fuktige blandinga må til for at det skal verke.

Fuktig blanding av MnO2JNH,Cl og C, og binde masse.

Prosessane i eit slikt element er nokså kompliserte, med det ser ut som om grafittpolen berre verkar som ein straumleiar. Det er dei stoffa som er utapå denne, som verkar som halv­ element i redoks-prosessen. Vi kan derfor skrive prosessen slik: *07w

Negativ pol:

Zn -> Zn++ + 2e~

Eo = — 0,76 V

Positiv pol: 1.50V-

O.OOV

2 MnO2 + NH4+ + 2e- -> Mn2O3 + NH3 + OH~ Eo = + 0,74 V *

4-Q76V

Teoretisk spenning er 0,74 — ( — 0,76) = 1,50 V. I praksis er dg spenninga i slike celler målt til om lag 1,5 volt.

13.2 Akkumulatorar Blyakkumulatoren Akkumulatorar kallar vi dg for reversible element, fordi dei etter utlading kan ladast opp att. Mest brukt av slike element er blyakkumulatoren. Denne har vore kjend i vel 100 år og er framleis til stor nytte i dagleglivet. * Dette normalpotensialet står ikkje i tabell 12.1.

170

I oppladd tilstand har han ein elektrode av bly (Pb) og ein elektrode av bly(IV)oksyd (PbO2), og dei står i ei løysning av svovelsyre i vatn (ca. 38% H2SO4, tettleik 1,28). Vi skriv systemet slik:

---- pol Oppladd: Pb

+ -pol PbO2

H2SO4 + H2O

Etter utlading viser det seg at systemet ser slik ut:

PbSO4 || H2SO4 + H2O II PbSO4

Utladd:

Dei to polane har no blitt heilt like på overflata, og dei gir følgjeleg ingen potensialskilnad. Det som har gått for seg kjemisk ved utladinga, er:

Ved —polen: dvs. oksydasjon:

Pb + SO4— = PbSO4 + 2e~, Pb Pb++ + 2e~ .

PbO2 + 4H+ + SO4— + 2e- = PbSO4 + 2H2O, dvs. reduksjon: Pb+4 + 2e~ -> Pb++ .

Ved +-polen:

+ -pol

PbO2 + 4H+ SO4“ + 2e- = PbSO4 + 2H2O Fig. 13.3. Utlading av blyakkumulatoren (symbolisert med dei raude pilene). Akkumulatoren leverer straum så lenge dei to polane er ulike på overflata.

Sjølve grunnprosessen gjeld altså berre oksydasjonssteget for blyet, og ved utlading kan vi derfor skrive prosessen skje­ matisk slik (Pb2+ for PbSO4 og Pb4+ for PbO2):

------- >

Utlading —

Ved---- polen: oksydasjon

Pb° -> Pb+2 + 2e-

Ved + -polen: reduksjon

Pb+4 + 2e- -

Fe+2 + 2e

Ved + -polen: reduksjon

Ni+3 + le- -> Ni+2

(Fe2+, Ni3+ og Ni2+ står her for Fe(OH)2, Ni(OH)3 og Ni(OH)2.) Ved opplading tvingar ein elektron inn på den negative polen, og prosessen går den andre vegen att. Den potensialskilnaden som vi får her, kan vi og ta ut frå spennings­ rekkja : Fe(OH)2/Fe = - 0,86 volt, og Ni(OH)3/Ni(OH)2 = + 0,49 volt. Potensialskilnaden (spenninga) blir teoretisk 1,35 volt. I praksis er spen­ ninga ca. 1,2 volt. Da elektrolytten i denne akkumulatoren er ein base, KOH, kan sjølve karet til akkumulatoren vere laga av jern, for jern tærest ikkje av basar. Det er visse detaljar ved framstillinga av elektrodane i akkumulatorar som vi ikkje kjem inn på her. Men vi bør nemne at den sist omtala typen av akkumulatorar blir fabrikert også med metallet kadmium i staden for jern. Da blir han ofte kalla for Jungerakkumulatoren, i alle fall i Skandinavia. Grunnen til at desse akkumulatortypane ikkje er meir brukte enn dei er, er sikkert at dei fell dyrare enn blyakkumulatoren.

Sølv-sink-akkumulatoren Sølv-sink-akkumulatoren er eit tredje døme på eit reversibelt element. Som ein må vente, blir denne noko dyrare enn dei andre akkumulatorane, på grunn av metalla som blir brukte i han. Men da han har mange reint mekaniske fordelar, slik som lita vekt og stor slitestyrke, blir han i vår tid brukt i fly og rakettar o. 1. Forenkla kan vi skrive systemet slik:

Oppladd: Utladd:

---- pol Zn

Zn og Zn(OH)2

KOH + H2O

||

KOH + H2O

+ -pol Ag2O

I 173

Dei prosessane som skjer, kan vi skjematisk skrive slik:

Ved —polen: oksydasjon

Zn° -> Zn++ + 2e-

Ved +-polen: reduksjon

Ag+ + le- ->Ag

(Zn/Zn(OH)2)

(Ag2O/Ag)

Tek vi potensiala frå spenningsrekkja, får vi ein teoretisk potensial­ skilnad på 1,56 volt. I praksis gir akkumulatoren om lag 1,50 volt.

13.3 Konsentrasjonskjeder Den potensialskilnaden vi får mellom eit metall og ei løysning av ion av det same metallet, er avhengig av konsentrasjonen av løys­ ninga. Eit metall vil lettare gi frå seg elektron og sende ut ion i ei tynn løysning enn i ei konsentrert. Det blir altså lettare oksydert i ei tynn løysning. Dette kan vi vise om vi koplar saman to halvelement som er laga av dei same stoffa, men med den skilnaden at den eine løysninga er t. d. 1000 gonger meir fortynna enn den andre. Eksperimentelt kan vi gjere det slik som vi ser det på fig. 13.5.

Fig. 13.5. Vi får potensialskilnad mellom to stykke av same metall som står nede i løysningar med ulik konsentrasjon. Vi kallar slike element for konsentrasjonskjeder.

13.4 Utrekning av potensial Walther Nernst, tysk fysikar (1864 -1941).

174

Det er råd å rekne ut den potensialskilnaden vi får, ved hjelp av ein formel som blir kalla Nernsts formel. Vi kallar standard-redoks-potensialet for Eo (jf. spennings­ rekkja). E er det potensialet vi skal rekne ut for ei løysning der konsentrasjonen av positive ion er C mol/1, og n er endringa i oksydasjonssteget. For + 25 °C har vi da denne likninga:

0 059 E = E0 + ^-lgC,

som er ei forenkla utgåve av Nernsts formel. * Døme 1

Har vi systemet Zn+ + /Zn og ønskjer å finne potensialet for ei 1/1000 molar Zn+ +-løysning, får vi: „ F , 0,059 1n_3 n i °’O59 , E = Eo + lg 10 3 = — 0,76 H----- ■ (— 3)

E = — 0,76 — 0,089 = — 0,849 V

Døme 2

Nernsts formel gjeld og for hydrogenelektroden, og her får vi inn jfeH-uttrykket

E = E„ +

0 059

lg [H+] = 0 + 0,059 lg [H+]

Eller betre: fordi — lg [H+] = /jH E = — 0,059 pli. Det er dette uttrykket som gir grunnlaget for dei moderne elektrometriske pH-målingane. Desse /H-metera måler potensialskilna­ den mellom den H+-løysninga vi skal prøve, og ein bestemt rcferanse-elektrode. I apparatet forsterkar ein opp potensial­ skilnaden, og skalaen er merkt i />H-einingar i staden for i volt. Døme på utrekningar Oppgåve: Vi har dette elementet: Ni/Ni++ | Sn+ + /Sn. Nikkel-løysninga er 0,4 molar, og tinnløysninga er 0,3 molar. Rekn ut potensialskilnaden.

Løysing: Etter spenningsrekkja er Eo for Ni+ + /Ni —0,250 volt, og E{} for Sn+ + /Sn er —0,130 volt. Dette gjeld for 1-molare løysningar. I vårt tilfelle får vi da: ENi = E0 +

Esn = E0 +

0 059 0 059

lg 0,4 = - 0,262 V lg 0,3 = - 0,145 V

Differensen: ESn — £Ni = — 0,145 — (— 0,262) =

= 0,117 V * Formelen kan dg skrivast slik: 0,059 &

0

n

konsentrasjonen av oksydert tilstand konsentrasjonen av redusert tilstand

Denne forma er lagleg å bruke om vi vil finne potensialskilnaden mellom to ulike oksydasjonssteg av same metallet, til dømes mellom Fe+++ (oksy­ dert tilst.) og Fe++ (redusert tilst.)

175

Oppgåve : Vi har målt potensialskilnaden mellom ein hydrogenelektrode i ei syreløysning med ukjend/dl og ein standard hydrogenelektrode til å vere — 0,168 volt. Kor stor er jH i den ukjende syreløysninga. Løysing:: E = — 0,059p}L „ E _ eller 0,059

-0,168 0,059

-

Oppgåve: Rekn ut potensialskilnaden mellom dei to delane av ei konsentrasjonskjede som har sink i sinkion med kon­ sentrasjon 10“3 mol/1 og sink i sinkion med konsentrasjon 10-8 mol/1.

Løysing: Zn++/Zn, 10-3M har potensialet Er Zn++/Zn, 10-8M -«E2 El = E„ +

. lg 10-3 = _ 0,76 - 0,089 = - 0,849 V

£2 = £0 +

. lg 10-3 = _ 0,76 - 0,236 = - 0,996 V

Potensialskilnaden E2 — Er = 0,147 V

13.5 Korrosjon Vi seier at eit metall blir korrodert når det blir opptært av luft og vatn og ymse stoff som desse kan vere ureina med. Særleg har CO2-innhaldet i lufta mye å seie, men også andre stoff, som sulfat og klorid frå vatnet, kan vere avgjerande. Mange metall, t. d. aluminium, vil i luft straks få ei tynn oksydhinne, som hindrar vidare innverknad. Jern vil aldri ruste i heilt tørr luft. Men blir lufta fuktig, og det og kjem karbondioksyd til, går korrosjonen fort. Sjå fig. 13.6. Jern og andre metall som held seg dårleg i fuktig luft, vernar ein

Fig. 13.6. Korrosjon av jern (rusting) kan skje på fleire måtar. Skjematisk viser vi her korleis fuktig luft (H2O) saman med oksygen frå lufta får i stand pro­ sessen.

176

Fuktig luft med C02 gir H+ ion. Både Fe+ + ogZn++ blir loga. Sink blir den negative polen som tærest.

Fig. 13.7. Skjematisk bilete av sinkvern på ei jernplate. Rustinga av jernet blir stogga.

derfor mot direkte påverknad av lufta, dels ved måling, dels ved overtrekk av metall eller sambindingar som «står» betre. Korrosjonsfenomena kan vere kompliserte, og fleire tilhøve vil spele ei avgjerande rolle (kor reine stoffa er, kva salt som lagar seg, kor snøgt reaksjonane går o. a.). Men mange prosessar har si forklaring i dei enkle elektro­ kjemiske tilhøva vi har drøfta i dette kapittelet. Særleg dei fenomena ein får når to metall står i direkte kontakt med kvarandre, vil døma nedafor klarleggje.

Rustvern: Døme 1

Ei jernplate er forsinka (galvanisert). Sinklaget har falle av eller har slege sprekkar her og der. Jernet rustar likevel ikkje så fort. Forklaring: Fuktig luft som inneheld karbonsyre, lagar eit lite element i sprekken mellom dei to metalla. Begge metalla løyser seg noko i syra, blir oksyderte av H+, og vi får ele­ mentet: Zn/Zn++ || Fe/Fe+ +

Døme 2

Av spenningsrekkja ser vi at jernet vil lage den positive sida og sinken den negative. Studerer vi skissa av Daniells element (sjå fig. 13.1), ser vi at den negative polen stadig blir tært, medan den positive polen stadig aukar på grunn av utfelling. Her vil den positive polen, jernet, verken auke eller minke, og jernet vil følgjeleg ikkje tærast. Resultat: Jernet rustar ikkje, fordi sink står på den negative sida av jern i spenningsrekkja. Tilsvarande tilhøve, men med overtrekk av eit metall som står positivt i høve til jern, t. d. nikkel. Elementet blir: Fe/Fe++ || Ni/Ni+ + 12. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

177

t------- Fuktig tuft med C02 gir H+. Både Fe++og Ni++ blir laga.

I

... * H

.j...

Jernet blir den negative polen som tær est. ''j--------------------------------

Nikkel

Fig. 13.8. Nikkellaget på jernet gjer at rustprosessen går fortare enn vanleg dersom det først blir ein sprekk i nikkellaget.

Jern

Etter spenningsrekkja lagar nikkelen den positive polen og jernet den negative, dvs. løysingspolen. Her rustar jernet fort. Nikkelen vernar dårleg når dekklaget ikkje er heilt. På liknande måte kan vi lett sjå av spenningsrekkja at forkromming av jern er heldigare enn fornikling (når det gjeld dei elektrokjemiske tilhøva). Likeins ser vi at jern i kontakt med kopar vil ruste fort, medan jern i kontakt med sink held seg betre. Samanlikn praktiske røynsler med koparmiiffer på jernrøyr, som gjer at jernrøyret rustar ekstra fort. Korrosjonsfenomena, medrekna rusting av jern, er prosessar som på langt nær er fullstendig granska. Mange andre tilhøve enn dei som er nemnde, spelar dg inn. Kan ein verne metalla med overtrekkshinner som held, har det vist seg i praksis å vere det beste. Plast, mønje og måling, ofte måling som inne­ held sinkstøv eller kromat, har vist seg å vere mellom dei bil­ legaste vernemidla. Der tilhøva ligg til rette for det, er dg prinsippet med offerelektrode mye brukt. Dette prinsippet er illustrert på figur 13.10. Rustvern av dette slaget har i mange år vore brukt i skipsindustrien på stålskip med propell av bronse eller massing. Begge desse legeringane inneheld kopar. Kopar står positivt i høve til jern i spenningsrekkja, og kontakten med jernskrovet gjennom propellakselen gjer at skrovet rustar ekstra fort akterut. Til vern mot dette blir det påklinka store sinkstykke på kvar side av skrovet i nærleiken av propellen. Sinkstykka blir da etter kvart opptærte i staden for jernet, sinken blir «ofra». Etter kvart som stykka blir oppbrukte, må dei skiftast ut, men dei kan da halde nokre år. Denne måten å bruke offerelektrodar på har ikkje så stor interesse lenger etter at dei fleste større skipa har propellar av rustfritt stål.

178

Fig. 13.9. Prinsippet med offerelektrodar av sink for å verne eit stuttare stykke jernrøyr nedgrave i jorda.

Men det same prinsippet blir no meir og meir brukt til å verne dei store tankane om bord i skip. Desse tankane er ofte utsette for sterke korrosjonsåtak, og dei representerer store verdiar. Ei stadig utskifting av tankane ville falle urimeleg dyrt. Ein har derfor gått over til å verne dei ved å feste offerelektrodar til dei og la desse tærast opp først. Aluminium-magnesiumlegeringar og også sink har vore mest brukte. På tilsvarande måte kan ein verne jernrøyr eller tankar som ligg nedgravne i jorda. Ein kan stikke ned nokre sinkstavar med jamne mellomrom i nærleiken av jernet og kople dei til dette med elektriske leidningar, sjå fig. 13.9. Jernet blir positiv pol og sinken den negative. Same slag vern mot rusting kan ein få om ein får i stand ein straum av elektron ved hjelp av ei påtrykt spenning frå ei straumkjelde. Dette er ein metode som etter kvart har komme meir og meir i bruk. Elektronstraumen må da gå frå det ein vil ofre til det ein vil verne, jf. Daniells element fig. 13.1. (Offerelektrodemetodane kallar ein ofte i dagleglivet for anodisk vern, og ein talar om offeranodar.)

Spørsmål og oppgåver

1. Fortel korleis eit Daniell-element er laga, og forklar kor­ leis ein kan finne den spenninga det vil gi.

2. Kva skilnad er det på eit reversibelt og eit ikkje-reversibelt element? Nemn to døme. 3. Gjer på ein enkel måte greie for korleis ein blyakkumulator er laga. Forklar med likningar det som skjer når han ladest ut. 4. Ein skal lade opp ein akkumulator ved å kople han til ei likestraumskjelde. Polane på akkumulatoren er merkte med J- og —. Straumuttaket er dg merkt med J- og —. Korleis skal desse polane koplast saman? 179

5. Rekn ut potensialskilnaden mellom desse to halvelementa ved hjelp av Nernsts formel: Cu/Cu++(0,02 M) || Ni+ + (0,05 M)/Ni 6. Rekn ut potensialskilnaden mellom desse halvelementa: H2/HC1(O,1 M) I HCl(0,0001 M)/H2 7. Rekn ut potensialskilnaden mellom desse halvelementa: Sn/Sn+ + (0,l M) || Pb++(0,0001 M)/Pb 8. Kva meiner ein med uttrykket korrosjon? 9. Forklar korfor eit lag med metallet krom på jern vil vere eit godt vern mot rusting, enda om det kjem ein sprekk i laget.

10. Korleis kunne ein verne ein vassleidning av jern mot rusting nede i jorda ? (Det kan i praksis gjerast om rustinga berre skjer på ein nokolunde avgrensa stad over ein strekning på nokre hundre meter. Elles blir det for dyrt.) Vel rett(e) svar

180

1.

Eit Daniells element blir oppladd: a) Ved å fylle på meir CuSO4. b) Ved å kople polane til eit likestraumsanlegg. c) Det kan ikkje ladast opp når det er utbrukt. d) Ved å skifte ut sinkelektroden med ein ny.

2.

Når ein lader opp ein utladd blyakkumulator: a) Vil konsentrasjonen av svovelsyra minke. b) Blir blykatoden kvit av blysulfat. c) Blir svovelsyra regenerert (attvunnen). d) Vil blydioksydet løyse seg opp.

3.

Med ei konsentrasjonskjede meiner ein i kjemien: a) Ei rekkje samankopla element. b) Daniells element kopla parallelt. c) Ein type Daniell-element der to like metallplater står nede i løysningar med idik konsentrasjon. d) Blyakkumulatorar med ekstra stor konsentrasjon av svovelsyre.

4.

Korrosjon er: a) Verknad av vatn på metall. b) Verknad av gassar på metall. c) Rusting av jern. d) Opptæring av sink.

5.

For å hindre rusting av jern kan ein: a) Setje jernet i samband med kopar. b) Setje jernet i samband med nikkel. c) Setje jernet i samband med sink. d) Setje jernet i samband med gull.

Forsøk og demonstrasjonar

1. Lag eit enkelt Daniell-element ved å bruke ei leircelle som skiljevegg mellom væskene. 2. Vis ein hydrogenelektrode, og mål potensialskilnaden mellom denne og Zn/Zn+ + . 3. Lag eit «tørrelement» ved å ta ein sinkboks, putte noko bomull (eller sagflis) fukta med NH4C1 oppi og stikke ei grafittstong ned i bomulla. Mål spenninga. (Elementet kan vi dg lage av ei sinkplate og ei grafittplate med bomull imellom.) 4. For å vise at det er råd å få potensialskilnad også ved å bruke reine ikkje-metall, kan vi gjere dette forsøket: Fyll eit stort begerglas om lag halvt med ei 1-molar KBrløysning. Slå ei 1-molar Kl-løysning opp i ei porøs leircelle. Set leircella opp i begerglaset. Etterpå set vi noko fast jod til Kl-løysninga i leircella og noko flytande brom i KBrløysninga i begeret utafor. Stikk ein platinatråd ned i kvar løysning og mål potensialskilnaden mellom trådane. Drøft resultatet og jamfør med spenningsrekkja. 5. Set opp fem begerglas med ca. 3 % NaCl-løysning (sjøvatn) i kvart. Lag fem jernstykke med to hol i kvart. (Bruk vanleg flatjern, ca. 0,5 cm tjukt, med to hol med diameter ca. 3—4 mm.) Skjer til stykke av metalla sink, kopar og magnesium som har kileform slik at ein kan setje dei fast i hola. Set opp eit beger med reint jern, eitt med jern + koparsplint, eitt med jern -j- sink, eitt med jern -f- magnesium og eitt med jern + både kopar og magnesium. La glasa stå så lenge at reaksjonane blir tydelege. Verknadene av kopar/jernkombinasjonen og verknaden av ein «offerelektrode» kjem tydeleg fram. Fig. 13.10. Skisse av oppstillinga i forsøk nr. 5. Det elektrokjemiske prinsippet for offerelektrode blir demonstrert.

Tilvising: For kapitla 12 og 13, sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 32, 33, 34 og 35.

181

Organiske sam­ bindingar — innføring 14.1 Karbonatomet står i særstilling I kjemiens barndom skilde ein skarpt mellom materiale som skreiv seg frå mineralriket, og materiale som skreiv seg frå planteriket eller dyreriket. Dei to siste gruppene meinte ein inneheldt stoff som berre kunne lagast ved livsprosessar i organismane. Dei blei kalla organiske sambindingar, og det var ei vanleg meining at slike stoff kunne ein ikkje lage i labora­ toriet ut frå reint uorganiske stoff. Men alt i 1828 gjorde den tyske kjemikaren Friedrich Wdhler slutt på denne oppfatninga da han greidde å lage den organiske sambindinga urinstoff (urea) ut frå ei enkel uorganisk ammoniumsambinding. Etter den tid lærte ein snart å forstå at organiske stoff har ein ting felles, nemleg at alle inneheld grunnstoffet karbon. Vi har late namnet organisk kjemi bli ståande også i mo­ derne tid, men det ville ha vore rettare å kalle denne delen av kjemien for karbonkjemi. Kva er det så som gjer kjemien for karbonatomet så spe­ siell? La oss først slå fast at karbonatomet er spesielt, fordi det lagar så mange sambindingar. Ein reknar med at over to millionar karbonsambindingar er kjende, og talet aukar med mange hundre kvart år. Alle dei andre grunnstoffa til saman lagar ikkje meir enn om lag 100 000 sambindingar. Det er derfor all grunn til å spørje: Kva er det som er så spesielt med karbon ? Av det periodiske systemet ser vi at det er grunnstoff nr. 6, og vi finn det øvst i hovudgruppe IV A. Karbon bruker som regel dei fire valenselektrona sine og er altså for det meste fireverdig. Det som skil karbonet ut frå andre grunnstoff, er særleg to eigenskapar: 1) Karbonatoma kan bruke dei fire valenselektrona sine til å lage/m kovalente bindingar.

2) Karbonatoma har den eigenskapen at dei kan knyte seg til kvarandre i kjeder eller ringar. 182

Vi har nok liknande tendensar også hos andre grunnstoff, kanskje mest hos silisium, som står beint under karbon i det periodiske systemet. Men silisiumkjedene blir aldri retteleg lange. Vidare fører dei to særeigenskapane med seg at enda om karbonatoma nyttar ein valens kvar til å binde seg saman, har dei framleis tre valenselektron att til å knyte til seg andre grunnstoff. Dette er da i store drag grunnlaget for det store mangfaldet i den organiske kjemien.

14.2 To hovuddelar Som ei største grovinndeling kan vi dele den organiske kjemien i to hovuddelar. Dette grunnar seg på at dei einskilde karbon­ atoma kan knyte seg saman i lange kjeder (med forgreiningar og sidekjederj, eller dei kan knyte seg saman i ringar. Vi bruker derfor inndelinga: A. Sambindingar med opne kjeder, som blir kalla alifatiske sambindingar (eller dg asykliske sambindingar). B. Sambindingar med lukka kjeder eller ringar, som blir kalla sykliske sambindingar (her er dg aromatiske sambindingar med).

H

H Fig. 14.1. Dei fire valensane i karbonatomet peiker ut i rommet mot hjorna på eit likesida tetra­ eder. Metanmolekylet CH4 har ein struktur som den vi ser her.

For å få eit klart bilete av korleis dei organiske stoffa er oppbygde, er det naudsynt å bruke strukturformlar for dei. Dei summariske formlane som vi for det meste har nytta i uorganisk kjemi, rekk ikkje til i organisk kjemi, for som vi straks skal sjå, har mange stoff same sumformelen, men høgst ulike struktur­ formlar. Dei strukturformlane vi nyttar, er komne fram ved at vi har teikna bindingane (til vanleg er det kovalente bindingar) som beine strek. To strek er teikn for dobbel binding, tre for tredobbel. Karbon har fire valensar, og bindingane er retta ut i rom­ met frå sentrum mot hjørna i eit likesida tetraeder. (Jf. avsnitt 4.5, V?3-hybrid.) Best ville det vere å illustrere struktur­ formlane ved å teikne slike kulemodellar som vi ser på fig. 14.1. Av omsyn til plassen kan dette ikkje gjerast konsekvent. Vi lyt derfor nøye oss med å illustrere bindingane til karbon­ atomet som stutte, beine strek som peikar ut i fire retningar frå C-atomet. Av og til må vi likevel minne om at vi har å gjere med romfigurar, og da teiknar vi strukturar som dei vi har på fig. 14.1 og 14.2. Til vanleg må vi nøye oss med papirplanet, og da får vi formlar som:

183

Karbon

Metan H

I

H-C-H I H Med slike strukturformlar vil vi da kunne karakterisere dei to hovuddelane av den organiske kjemien skjematisk på denne måten:

A:

Opne kjeder:

I I

I I

I I

I I

I I

......... -C-C-C-C-C-

eller .........-C-C-C-G-C-

I B:

I

I I i

I I I I -C-C-C-......... I I

Ringar:

C C—G

C

\.Z

C

I

C

C

I

I

C-C

G c

I

G-c

I

c

\C

c

(Vi har berre teke med som døme ringar med opp til seks karbonatom. Det finst ringsambindingar med langt fleire.)

14.3 Hydrokarbon Desse sambindingane inneheld berre karbon og hydrogen. Mange av dei finst i naturen, i jordgass og jordolje. Petroleum, bensin og smurningoljer er viktige stoff som høyrer til denne gruppa. Vi skal sjå litt på dei ymse typane av hydrokarbon.

14.4 Alkanar H H i i H-C — C-H i i H H Fig. 14.2. Kulemodell av etanstrukturen.

184

Alkanar kallar vi dei enklaste hydrokarbona. Den første alkanen er metan, med formelen CH4. Strukturformelen er vist før på fig. 14.1. Tek vi bort eit hydrogenatom i CH4 og bind til eit nytt karbonatom med tre hydrogenatom, får vi den neste alkanen, etan, C2H6. Ser vi på ein kulemodell, blir strukturen slik som

på fig. 14.2. Ein kan vide ut rekkja direkte ved å byte ut eit hydrogenatom med ei CH3-gruppe. Det neste i rekkja blir propan, C3H8, med strukturformelen:

Deretter kjem butan, C4H]0, pentan, C5H12 osb. Vi ser at den allmenne formelen for alkanane blir CnH9n . „. Kvart ledd i rekkja skil seg frå leddet framafor ved at det er sett til eit CH2 til formelen. Vi kallar ei slik rekkje ei homolog rekkje. Pentan, butan, propan, etan og metan er homologe. Vi ser vidare at det i desse sambindingane berre er enkle bindingar mellom karbonatoma. Av modellen for etan på fig. 14.2 ser vi at vi kan dreie dei to karbonatoma om bindinga utan at vi ved det forandrar formelen. Vi seier at enkelbindinga mellom karbonatoma gir høve til fri dreiing. Ei rettlinja karbonkjede kallar vi ei normal kjede. Vi skriv til dømes normal butan eller berre w-butan, ra-pentan osb. Som vi sidan skal sjå, finst det dg alkanar med greindelte kjeder. Desse får da andre tilnamn enn dei normale. Tabell 14.1 viser nokre data og namn for normale alkanar.

Tabell 14.1. Namn og data for nokre alkanar med rette kjeder formale'). Allmenn formel: CnH2n+2

Kp. °C

Formel

Sm.p. °C

Metan .................... Etan........................... Propan ....................

ch4 C?Hfi c3h8

- 183 - 162 ingen - 172 - 88 ingen - 187 - 42 ingen

Butan......................... Pentan .................... Heksan.................... Heptan.................... Oktan...................... Nonan .................... Dekan......................

C4H1o CkH12 c6h14 c7h16 CSH1S CqHon CinH,2

- 135 - 131 - 94 - 91 - 57 - 54 - 30

Heptadekan........... Oktadekan.............

^17^36

22 28

Namn

^18^38

1 36 69 99 126 151 174

Talet på isomere sambindingar

2 3 5 9 18 35 75

303 316 60 523

Gassar

Væsker

Faste stoff

185

14.5 Alkenar Alkenar kallar vi dei enkle hydrokarbona som har ei dobbelbinding mellom to av karbonatoma sine. Den enklaste av alkenane er eten, C2H4. Ein strukturmodell av eten er vist på fig. 14.3.

Fig. 14.3. Etenstrukturen som kulemodell og planformel.

På tilsvarande måte som for alkanane kan vi også her byggje opp ei homolog rekkje. Dobbelbindinga mellom to karbonatom blir ståande, og vi adderer til leddet CH2 i sumformelen. Den allmenne formelen for alkenane blir CnH2n. Strukturformelen for den neste i rekkja, propen, blir:

eller CH2 = CH CH3 Propen

Tabell 14.2 viser nokre namn og formlar for dei lægre alkenane. Tabell 14.2. Namn og data for nokre alkenar med rette kjeder formale). Allmenn formel CnH2n

Namn

Eten ........................ Propen......................

Buten ...................... Penten ...................

186

Formel c2h4 C3H6

Sm.p. °C

Kp. °C

- 169 - 104 - 185 - 48

Talet på isomere sambindingar

ingen ingen

4 8

cis trans

- 139 - 106

3,7 0,9

4

c5h10

—»—

- 138

29

6

14.6 Alkynar Alkynar er hydrokarbon som inneheld ei tredobbel binding mellom to karbonatom. Den enklaste er etyn eller acetylen, C2H2. Strukturformelen for acetylen går fram av fig. 14.4. Også hei' kan ein utvikle ei homolog rekkje, og den all­ menne formelen for alkynane blir CnH2n_2. Tabell 14.3 viser namn og eigenskapar hos nokre av dei lægste alkynane. H —CEE C—H

Fig. 14.4. Etyn (acetylen) som kulemodell og planformel.

Tabell 14.3. Namn og data for nokre alkynar med rette kjeder (normale). Allmenn formel: CnH2n_2 Namn

Formel

Sm.p.

Talet på isomere sambindingar

Kp.

82 subl.

Ingen

. .

C2H2

-

Propyn ....................

c3h4

- 103 -

23

ingen

Butyn......................... Pentyn ....................

c4h6 c5h8

- 122 - 90

8,7 39

2 • 3

Etyn (Acetylen)

14.7 Umetta sambindingar Sambindingar i organisk kjemi som inneheld ei dobbel eller ei tredobbel binding mellom to eller fleire karbonatom, seier vi er umetta. Særmerkt for dei umetta sambindingane er at dei kan få «metta» valensane sine ved at ein lét særleg aktive grunn­ stoff verke på dei, t. d. halogen. I laboratoriet bruker ein ei løysning av brom i vatn til å påvise slike dobbelbindingar. Ristar vi den umetta sambin­ dinga med litt bromvatn, vil brunfargen av brom etter kvart gå bort. Brom adderest til ved at dobbelbindinga opnar seg, og brom går inn ved kvar opna valens. Reaksjonen skjer slik:

H

H

\ / C=G / \

H

H

H

H

II 1}l 2)l

+ Br2 -> H-C-G-H

Br Br

eten Sambindinga vi får, kallar vi 1,2-dibrometan. I industrien spelar metting av umetta oljer med hydrogen ei viktig rolle. Sjå «herding» av feitt i avsnitt 17.5.

187

Nqkre dråpar_

Fig. 14.5. Ein påviser ei umetta sambinding ved å setje til bromvatn. Den brunraude bromfargen kjem bort fordi brom adderer seg til sambindinga. Det blir altså ikkje meir elementært brom til stades.

14.8 Isomeri Ein av dei ting som skil karbonkjemien frå den andre kjemien, er dei mange sjansane karbonatoma har til å knyte seg i hop. Jamvel i dei enkle alkankjedene vil det alt i fjerde leddet i rekkja, C4H10, vere to måtar ein kan knyte dei fire karbon­ atoma saman på i ei kjede. Vi kan ha anten ei rett kjede eller ei greinet kjede. Vi kan ha anten ei rett kjede eller ei greinet kjede. Vi seier at vi har to isomere sambindingar. (Ordet kjem av dei to greske uttrykka isos = lik og meros B form.) Dei to isomere butanane kan vi skrive slik: CH3 CH3-CH2-CH2-CH3 72-butan

ch3—ch—ch3 isobutan (eller 2-metyl-propan)

Slike isomerar er ikkje berre ulike i strukturen. Dei er også ulike i sine fysiske konstantar og ofte og i sine kjemiske reak­ sjonar. Kokepunktet for rc-butan, til dømes, er — 0,5 °C, medan isobutan koker ved — 10 °C. Talet på moglege isomerar aukar sterkt når vi aukar talet på karbonatom. I tabellane 14.1—14.3 viser rubrikken lengst til høgre kor mange isomerar av kvar sambinding det er teoretisk mogleg å få. Denne typen av isomeri kallar vi struktur-isomeri. Til vanleg kan vi her sjå skilnaden på dei to isomere formlane ved å teikne dei opp på papirplanet (dvs. todimensjonalt), slik det er vist for dei to butanane. Ein annan viktig isomeri-type kjem fram om vi også ser på korleis atoma er ordna i høve til kvarandre i rommet. Det kallar vi stereo-isomeri. Eit enkelt døme på stereo-isomeri får vi

188

Fig. 14.6. Kulemodell for cistrans-isomeri hos buten.

Trans-2-bu ten

Cis-2-buten

om vi i den aller enklaste alkenen, eten, vil byte ut (substi­ tuere) to hydrogenatom med to CH3-grupper. Dette kan gjerast på fire ulike måtar. To av desse isomerane vil vere stereoisomere, fordi dei to opphavlege karbonatoma ikkje kan dreie seg om dobbelbindinga. Når dei to nye karbonatoma ligg på same sida av dobbel­ bindinga, seier vi dei er i m-stilling. Ligg dei på motsett side, kallar vi det ei /m/n-stilling. Vi bruker nemninga cis-transisomeri. Fig. 14.6 illustrerer tilhøvet.

14.9 Ringsambindingar Den enklaste ringsambindinga vi har er syklopropan:

Dernest kjem syklobutan, syklopentan, sykloheksan osb. Vi kjenner ringsambindingar med opp til om lag 30 C-atom. Mange av desse sambindingane er hovudinnhaldet i visse jordoljetypar. Kaukasisk olje inneheld syklopentan og syklo­ heksan. Den aller viktigaste av ringsambindingane er benzen. Benzen har formelen C6H6, og strukturformelen er:

Forenkla slik:

Kekulés benzenformel

189

Fig. 14.7. Moderne benzenformel.

Vi ser at formelen har dobbelbinding mellom annakvart kar­ bonatom. På den måten får ein forklara at valensen for kar­ bonet også her er fire. Formelen er oppkalla etter August Kekulé, som først gjorde framlegg om han i 1865. Men mange av reaksjonane til benzenen kan vi ikkje forklare tilfredsstil­ lande ved slike fikserte dobbelbindingar, og Kekulé var også klar over dette. Etter moderne oppfatning er dobbelbindingskarakteren jamt fordelt over heile ringen. Ein teiknar derfor benzen-formelen som ein sekskant med ein ring inni. Vi har før nemnt at stoff med dobbelbindingar viser det vi kallar ein umetta karakter, og at dobbelbindinga lett kan delast opp i enkelbindingar. Benzenmolekylet derimot viser ingen typisk umetta karakter, og det er ikkje lett å kløyve eller sprengje benzenringen. Benzen er ei svært stabil sam­ binding. Benzen finst i ei rekkje sambindingar i naturen. Den tek­ niske utvinninga skjer mest frå tjæra ein får når ein varmar opp steinkol, steinkoltjære. Benzen er utgangsmateriale for tusenvis av viktige orga­ niske sambindingar: fargestoff, sprengstoff, lækjemiddel, kon­ serveringsmiddel og mange andre stoff. Sambindingar som har ein eller fleire benzenringar i molekylet, kallar vi aroma­ tiske sambindingar. Dei sambindingane vi her har nemnt, inneheld berre grunn­ stoffa C og H. Men vi har mengdevis av organiske sambin­ dingar som også innheld andre grunnstoff. Dei kan vere ringforma eller kjedeforma. Ringsambindingar som har andre grunnstoff enn G i ringen, kallar vi heterosykliske. Dei viktigaste av desse er dei som har med oksygen, nitrogen eller svovel i ringen.

14.10 Polymerisering — plaststoff Ein viktig eigenskap som er særskilt knytt til dei umetta organiske sambindingane, som alkenar og alkynar, er poly­ merisering. Med dette meiner ein at ein får laga ei kjede av mange tusen like einingar. Utgangseininga kan vere eit enkelt molekyl med ei dobbelbinding; som døme tek vi CH2 = CH2, eten. Ei slik eining kallar vi ein monomer. Tusen på tusen av slike einingar kan knyte seg i hop ved at dobbelbindinga opnar seg, og dei frigjorde bindingane bind ledda saman. Svært mange —n— molekyl av monomeren C2H4 går ved polymerisasjonen over til ei ny sambinding som vi skriv: (C2H4)n. 190

n

C C

Eten

Monomer

-► - C-C

Polyeten (polyetylen) Polymerisasjonsprodukt

Eten heitte før etylen. Stoffet polyetylen er velkjent frå dag­ leglivet, mellom anna som plastflasker. Vi kallar polymerisasjon av dette slaget for addisjonspolymerisasjon. Ei rad kjende plaststoff høyrer hit. Det kan vere mange tusen monomerar. Ein skriv talet berre som x eller n.

Døme: Polyvinylmonomer klorid: (CH2 = CHC1) Polypropen: (CH3CH = CH2) Polystyren: (C6H5CH = CH2)

polymer —(CH2—CHC1)„— - (CHCH3- CH2)„— —(CHC6H5—CH2)„—

Strukturformlane for desse tre polymerane kan vi avleie av polyeten. Det er ikkje berre alkanar og alkynar som kan polymerisere, men og andre organiske stoff. Eit av dei plastmateriala som har vore lengst kjent, er bakelitt (C. Baekeland 1909). Dette materialet lagar ein ved polymerisasjon av formalin, HCHO, og sambindinga fenol, C6H5OH.

14.11 Funksjonsgrupper og navn For å få ei lita innføring i namn og grupper innafor den organiske kjemien tek vi med nokre definisjonar: Dersom vi i formelen for eit hydrokarbon tek bort eit hydrogenatom, blir det ståande att det vi kallar ein rest eller eit radikal. Desse restane finn vi ofte att i andre formlar, og nokre av dei mest vanlege nemner vi derfor med namn:

Av Av Av Av

metan, etan, propan, butan,

ch4, får vi c2h6, får vi c3h8, får vi

ch3-, metylgruppa c2h5-, etylgruppa c3h7-, propylgruppa

C4H1O, får vi

C4H9-, butylgruppa

191

Av andre gruppenamn nemner vi:

Nitrogruppa Hydroksylgruppa Aminogruppa Karboksylgruppa Aldehydgruppa Amid

— — — — — —

NO2 OH NH2 COOH CHO CONH2

Av ringforma restar nemner vi berre benzenresten: Fenylgruppa C6H5—

Vi skal sjå på definisjonane av dei stoffgruppene som kjem fram når vi tenkjer oss at vi i hydrokarbona byter ut eitt eller fleire hydrogenatom med andre atom eller med atomgrupper. Vi kallar desse sambindingane derivat (avleiingar) av hydro­ karbona.

1. Byter vi hydrogen med halogen, får vi halogen-substituerte hydrokarbon. Døme:

Metyl-jodid CH3I Etyl-bromid CH3CH2Br

Andre døme er: Triklormetan, meir kjend under namnet kloroform, CHC13. * Tetraklormetan , CC14 (populært kalla «Tetra»), blir mye brukt som løysingsmiddel for feitt og som reinsevæske i reinseri. Diklordifluormetan, CC12F2, blir mye brukt som kjølemiddel i kjølemaskinar, under namn som F12 og frigen. Trikloretylen, CC12 = CHC1 (populært kalla «Tri»), blir dg brukt i reinseria. 2. Byter vi hydrogen med hydroksyl-gruppa, —OH, får vi alkoholar. (Berre éi OH-gruppe pr. karbonatom.) Døme: CH4 gir CH3OH metanol CH3CH3 gir CH3CH2OH etanol CH3CH2CH3 gir CH3GH2CH2OH propanol CH3CH2CH2CH3 gir CH3CH2CH2CH2OH butanol osb. Fig. 14.8. Strukturformelen for etanol. (Enkelbindinga mellom dei to karbonatoma gir høve til fri dreiing.)

Endinga -ol blir brukt for alle alkoholar. Etter som det er éi, to eller tre OH-grupper, snakkar vi om éin-, to- eller treverdige alkoholar. Ein kjend treverdig alkohol er glyserol (glyserin). Formelen er: CH2OHCHOHCH2OH [C2H5(OH)3] * Karbontetraklorid er det mest korrekte namnet.

192

Vi skriv strukturformelen:

ch2oh

I

CHOH

Glyserol

I

ch2oh Byter vi eit hydrogenatom, i benzen med hydroksylgruppa, får vi den kjende sambindinga fenol (eller karbolsyre): C6H5OH. O

II

3. Organiske syrer inneheld gruppa COOH (—C—OH). Som syrer elles kan dei gje frå seg H+-ion, og det er alltid hydrogenet i COOH som er syrehydrogenet. Dissosiasjonen av eddiksyre, til dømes, er slik: CHoCOOH

CH3COO- + H+ .

Dei enklaste organiske syrene høyrer til feittsyrerekkja: HCOOH — maursyre, salta heiter formiat. CH3COOH — eddiksyre, salta heiter acetat. CH3CH2COOH — propionsyre, salta heiter propionat. CH3CH2CH2COOH — normal smørsyre, salta heiter butyrat. C15H31COOH — palmitinsyre, salta heiter palmitat. C17H35COOH — stearinsyre, salta heiter stearat, osb. CnH2n+1COOH.

Dei første i rekkja kaller vi lægre feittsyrer, dei to siste er typisk høgre feittsyrer, som går inn i mange feittartar. Feitt er sambindingar mellom glyserol og høgre feittsyrer.

Som døme på umetta feittsyrer kan nemnast:

C17H33COOH — oljesyre. C17H31COOH — linolsyre. C17H29COOH — linolensyre. 3 a. Som døme på ei syklisk syre kan vi nemne benzosyre: C6H5COOH eller -COOH

Salta av benzosyra heiter benzoat. 3 b. Dersom vi i syrene byter ut eitt av hydrogenatoma utanom syrehydrogenet med NH2-gruppa, får vi dei viktige aminosyrene. Dei er byggjesteinar i eggekvitestoffa. Døme: Aminoeddiksyre, CH2NH2COOH 13. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

193

Strukturformelen blir: H

O

i

I

H—C—C—OH I

h

NH2

I

4. Aldehyda inneheld gruppa —CHO [—C = O] Døme:

Formaldehyd HCHO Benzaldehyd C6H5CHO (bittermandelolje)

Den mest vanlege handelsforma av formaldehyd er ei løysning i vatn på 40%. Ho går under namnet formalin.

I

5. Ketonane inneheld gruppa >CO [—C = O] CH,

Døme: Aceton

pCO

ch./ Aceton er mye brukt som løysingsmiddel for oljer, feitt, lakk o. a. Det er ei lettflytande væske som er svart eldsfarleg.

6. Esterar er dei sambindingane vi får når ei syre reagerer med ein alkohol, og det blir utskilt vatn. Døme: CH3CO OH^l OC2H5 CH3COOC2H5 + H2O syre

alkohol

ester

vatn

I dette tilfellet er det eddiksyre-etyl-ester.

7. Nitrosambindingar får vi ved å byte ut hydrogen med NO2gruppa. Dei viktigaste her er dei sykliske. Tek vi t. d. stoffet toluen, C6H5CH3, og fører inn 3 nitrogrupper, får vi: CH3 Trinitro-toluen

O2N-/ \-NO2

(TNT — kjent sprengstoff)

NO2 8. Aminar er organiske sambindingar som vi kan tenkje oss framkomne ved at vi byter ut 1, 2 eller alle 3 hydrogen­ atoma i ammoniakk, NH3, med restar av hydrokarbonkjeder eller -ringar:

Døme: CH3NH2 metyl-amin; (CH3)2NH dimetyl-amin. 194

Strukturformlar H

H

II

H—C—N—H

H og

I

H

og eller

H

H

III

H—C - N—C—H

I

H

I

H

(CH3)3N trimetyl-amin C6H5NH2 anilin (fenyl-amin).

9. Karbohydrat. Til desse høyrer sukkerartane og stoff som lik­ nar dei kjemisk. Opphavleg blei namnet brukt om stoff som hadde den allmenne formelen Cn(H2O)m, dvs. dei skulle etter namnet vere «hydrat av karbon». (Seinare viste det seg at det fanst stoff som måtte reknast til karbohydrata enda om formlane deira ikkje samsvara med den allmenne formelen.) Døme: Druesukker

CH2OH CHOH CHOH CHOH CHOH CHO eller C6H12O6

Røyrsukker (vanleg sukker): (C6H12O6 + C6H12O6) - H2O =

C12H22Ou

Cellulose og stivelse er dg karbohydrat. Karbohydratkjemien er komplisert. Den enklaste druesukkerformelen slik vi har skrive han her, er lite brukt. Alt i 1883 viste Tollens at sukkermolekyla kan reknast som ring­ sambindingar. Moderne formlar for druesukker viser mole­ kylet som ein ring av fem karbonatom og eitt oksygenatom. Slike sambindingar kallar ein pyranosar. Den romlege struk­ turformelen for druesukker teiknar vi slik som fig. 14.9 viser.

Fig. 14.9. Glukose (druesukker) som ringformel.

Spørsmål og oppgåver

1. Teikn strukturformlar for CHC13; C6H5NO2; CHgNH2; CH2NH2COOH; C5H12; C4H8. Set også namn på stoffa.

195

2.

Skriv likninga for fullstendig forbrenning av etanol.

3.

Finn isomerane av propanol.

4.

Finn dei fire isomere butenane.

5.

Forklar kva ein meiner med polymerisasjon.

6.

Korleis kan ei umetta sambinding bli metta?

7.

Prøv å skrive strukturformlar for dei umetta feittsyrene oljesyre og linolsyre.

Vel rett(e) svar

1. Kven av dei følgjande stoffa er ikkje asykliske hydrokar­ bon:

a) n-dekan, b) toluen, c) propen, d) benzen. 2. Ei umetta organisk sambinding kan: a) addere halogen b) addere svovel

c) bli metta av natrium d) bli metta av bly

3. Kva for ei av dei nemnde sambindingane er ein alkyn: a) C3H8, b) C4H8, c) C3H4, d) C3H6

4. Kva for ei av dei nemnde sambindingane er ein alken: a) C5H10, b) C4H9, c) C5H12, d) C5H8.

5. Kva for ei av dei nemnde sambindingane er ein alkohol: a) C2H4O b) CH3CH2CH2CHO

c) CH3GH2CH2OH d) CH3CH2COOH

6. Kor mange isomerar har vi av sambindinga pentan: a) 3, b) ingen, c) 4, d) 5.

7. Karakteristisk formel for aminogruppa er: a) —NO2, b) —NH—, c) —NH2, d) —CONH2

8. Karakteristisk formel for karboksylgruppa er: a)

CONH2, b) —CHO, c) = C=O, d) —COOH

9. Ei nitrosambinding inneheld gruppa:

a) —NO, b) —NO2, c) NO3-, d) NH4+ 10. Ein amin er eit stoff ein kan tenkje seg avleidd av: a) melamin, b) sukker, c) aluminium, d) ammoniakk. 196

Forsøk og demonstrasjonar

1. Bruk eit molekylmodellsett (kuler og pinnar) og set saman ymse organiske molekyl. La dg kvar einskild få øve seg på dette. 2. Ta fram nokre ulike organiske sambindingar, til dømes metanol, etanol og propan, og nokre aromatiske sambin­ dingar som merkjer seg ut ved aromatisk lukt.

3. Vis addisjon av brom til ei umetta sambinding, til dømes trikloretylen. 4. Vis esterdaning ved å bruke eddiksyre, konsentrert svovel­ syre og etanol i ei porselensskål. Merk den fruktliknande lukta. Prøv dg med propanol.

Tilvising: Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 36, 37, 38, 39 og 40.

Alkanar—alkenar— alkynar Bindingar I kapittel 14 har vi gjort greie for nokre av grunndraga i den organiske kjemien og nemnt nokre av dei viktigaste namna og omgrepa. I denne delen skal vi drøfte litt grundigare nokre av bindingstypane i den organiske kjemien og trengje djupare inn i det vi før har gjennomgått.

15.1 Strukturen av alkanar Den enklaste alkanen — metan, CH4 — har ein tetraedrisk struktur. Karbonatomet står i sentrum av eit likesida tetraeder med eit H-atom i kvart hjørne. Vinkelen mellom valensretningane er tetraedervinkelen 109°28'. (Sjå figur 4.6 under avsnittet 4.4.) Om vi godtek denne modellen, ser vi at det fører med seg at alle fire valensane hos karbonet er likeverdige. Ingen av dei fire H-atoma i CH4 står i noka særstilling. Korleis kan no dette ha seg? Elektronfordelinga i karbonatomet er IV, 2V, 2^2. Vi reknar at dei fire elektrona i 2-skalet er bindingselektrona. Det vil da gi to elektron i ein orbital utan noka bestemt romretning (25-elcktrona), og to elektron i orbitalar som lagar 90° med kvarandre (dei to 2/>-elektrona). Med andre ord: Vi skulle vente at i ei sambinding som CH4 ville to hydrogenatom vere bundne på éin måte og to på ein annan måte. Når dei no eksperimentelt viser seg å vere like­ verdige, må vi tru at idet det lagar seg CH4, skjer det ei rearrangering av elektronfordelinga i karbonet. Den forklaringa ein gir, er at dei to 2s- og dei to 2^-elektrona kjem på same energinivået når karbonatomet lagar fire enkle kovalente bindingar. Dermed får vi denne elektronfor­ delinga i metanmolekylet (hydrogenelektrona er farga): 198

V?3-hybridisering. Karbon rearrangert og bunde til fire H-atom i GH4. Kvar bindingsarm 107Å ' Fig. 15.1. (T-binding mellom C og H i CH4. Bindinga kjem fram ved overlapping mellom 5-orbitalen i hydrogenatomet og ein av spsorbitalane i karbonatomet.

. s - orbital ’

p-orbital

Den energien som skal til for å få i stand 5/?3-hybridiseringa, blir skaffa frå den energien som blir frigjord når reaksjonen C 4- 2H2 = CH4 går for seg. Vi ser av tabellen for elektronegativitet (tabell 3.1 side 41) at karbon har verdien 2,5 og hydrogen 2,1. Dette skulle gi ein liten polaritet for kvar einskild C-H-binding. ,Men den sym­ metriske geometriske forma som tetraederet har, gjer at denne polariteten kjem bort. Metanmolekylet skulle bli eit upolart molekyl, og praktiske målingar viser at det er det dg.

15.2 Kovalente bindingstypar Vi veit ikkje i dag heilt ut korleis sjølve «bindingsgrepet» mellom dei to atoma er. Det er vanleg å tenkje seg at det går for seg ei overlapping av orbitalane frå det hybridiserte kar­ bonatomet og 5-orbitalane frå hydrogenatomet. Men ei slik forklaring gir oss knapt noko verkeleg bilete av bindinga. Så lenge vi ikkje har noko betre, skil vi likevel mellom dei ymse bindingstypane ut frå denne biletførestellinga. I dømet CH4 har vi ei binding mellom dei fire armane av det 543-hybridiserte karbonatomet og dei fire kulesymmetriske 5-orbitalane rundt hydrogenatoma. Ved overlapping får vi da for kvar bindingsarm eit bilete som på figur 15.1. Orbitalane (forma på elektronskyene) er i ei sigmabinding symmetrisk rundt aksen ein kan dra mellom atomkjernane. 199

I den nest enklaste alkanen, nemleg etan, C2H6, har vi to karbonatom. Om vi tenkjer oss at desse kvar for seg har ei .y/)3-hybridisering av valensane sine, vil vi i C2H6 finne to sp3orbitalar som overlappar kvarandre, ende mot ende. Også dette er ei form for sigma-binding. Vi talar om ei o ei sigma-/>-binding. Figur 15.2 viser overlappingsbiletet. Som nemnt i avsnitt 14.4, vil ei slik enkel binding mellom dei to karbonatoma gi desse fritt høve til å dreie seg om aksen (farga linje). H

Tabell 15.1. Nokre viktige bindingsenergiar og bindingsavstan­ dar for organiske sambindingar.

Fig. 15.2. cr-binding mellom to karbonatom i C2H6. Her er det to yd-orbitalar som overlappar symmetrisk rundt C —C-aksen. Bindinga C —H til kvart H-atom er ei cr-binding slik som på fig. 15.5.

Bindingstype

Bindingsenergi i kj/mol

Avstand i ångstrøm

C-C cc c=c C-H

343 615 814 416

1,54 1,33 1,20 1,07

15.3 Kjeder av karbonatom Som følgje av at valensretningane for karbonatomet peikar ut i rommet på den måten som er nemnd (sp3-hybridisering), vil dei såkalla rette kjedene av karbonatom i røynda ikkje vere rette. Vi lagar dei rette i skrift, til dømes

ch3- ch2—ch2—ch2—ch2—ch3 Men skulle vi ta omsyn til den romlege bindingsforma, ville biletet bli som på fig ir 15.3. Vi får med andre ord ei siksak­ forma kjede.

Fig. 15.3. Kjede av karbonatom. Fordi orbitalane er orienterte tetraedrisk, får vi inga rett kjede, men ei siksakforma kjede.

15.4 Dobbelbindinga i alkenar Den enklaste alkenen er eten, C2H4. Strukturen skriv vi i skrift: 11CC

I

H 200

I

H

H

Tenkjer vi oss at valensane hos dei to karbonatoma peikar ut i rommet slik vi såg det hos etan, ville vi måtte bøye eller strekkje to bindingsarmar slik at dei passa mot kvarandre i dobbelbindinga. No har ein sikre prov for at etenmolekylet er plant. Bindingsvinklane har ein målt til å vere om lag 120°. Avstanden mel­ lom dei to karbonatoma er stuttare (1,33 Å) enn i C2H6, etan (1,54 Å). Vi må derfor tenkje oss ein planfigur om lag som den vi ser på figur 15.4.

Fig. 15.4. Plant etenmolekyl C2H4.

Ut frå dette må vi da tenkje oss ei anna hybridiseringsform enn i etan. Den vanlege forklaringa er at karbonet også her rearrangerer elektrona sine i E-skalet på alle fire orbitalane sine: Z-skalet

Fig. 15.5. j^2-hybridisering.

Fig. 15.6. cr-binding i j/d-hybrid (sett ovafrå).

ff-binding

TT - binding Fig. 15.7. 7r-binding.

Deretter går ein ut frå at 25-orbitalen saman med 2px- og 2/?},-orbitalane lagar eit planarrangement, ei såkalla sp2hybridisering. Sjå figur 15.5. Den fjerde orbitalen, 2pz, står for seg sjolv vinkelrett på dette planet. Dobbelbindinga mel­ lom dei to karbonatoma i eten, C2H4, kjem i stand på denne måten: To V?2-orbitalar som ligg i same plan, overlappar kvarandre ende mot ende og gir ei såkalla sigma-binding. Sjå figur 15.6. Den andre bindinga i dobbelbindinga er av ein annan type. Vi kallar ho ei %-binding. Ein tenkjer seg at ho kjem i stand ved at dei to ^-orbitalane overlappar kvarandre sidelengs. Dermed kjem det fram ei overlapping på oversida og ei på undersida av planet. Sjå figur 15.7. Den ferdige bindingsstrukturen i sambindinga eten kan derfor teiknast slik som på figur 15.8. Dobbelbindingane i alkenane vil vere relativt lette å bryte opp. Vi seier at den umetta bindinga kan mettast. Dette kan til dømes skje ved at sambindinga kjem saman med brom, Br2. (Sjå avsnitt 14.7.) 201

Det er vanskeleg å avgjere om det er sigma-bindinga eller pi-bindinga ein bryt opp, men truleg er det pi-bindinga. I likningane kjem ikkje dette fram: H

H

H

H

1

I I

H— C = C-H+Br2 -► H-C-C-H Br Br

Styrken av ei binding kan målast i vanlege energieiningar som kcal eller joule. Ein kan måle kor mange joule det går med pr. mol til å sprengje bindinga. Vi seier at vi finn bindingsenergien.

Fig. 15.8. Etenstrukturen. I dob­ belbindinga er det ei cr-binding og ei Ti-binding.

Ein har nokså sikre tal for slike bindingsenergiar som følgje av målingar frå ymse sambindingar. For enkelbindinga mel­ lom to karbonatom i organiske sambindingar er bindingsenergien for C—C-bindinga målt til 343 kj/mol. For ei dobbel­ binding mellom to karbonatom, som i eten, er bindingsenergien for C = C-bindinga målt til 615 kj/mol. Dette vil med andre ord seie at ei dobbelbinding ikkje er dobbelt så sterk som ei enkelbinding i dette tilfellet. Det tyder derfor på at dei to bindingane i eten har noko ulik natur, slik det dg går fram av modellane våre.

15.5 Tredobbelbindinga i alkynar Den enklaste alkynen er etyii, C2H2, som er kjend under namnet acetylen. Den ålmenne formelen for alkynane er CnH2n_2. Strukturen for etyn skriv vi enklast slik:

H

CCH

Den tredoble bindinga mellom dei to karbonatoma kan vi forklare slik: Ein veit heilt sikkert at etynmolekylet er lineært, det vil seie at alle fire atoma ligg på ei rett linje slik strukturformelen viste.

202

Også i dette tilfellet går vi ut frå at vi har ei hybridisering av dei opphavlege karbonorbitalane. Denne gongen må det vere 180° mellom to bindingsretningar om det skal bli ein lineær struktur. Det eine karbonet er bunde til det andre samstundes som det er bunde til eit hydrogenatom.

Fig. 15.9. Ei 5/)-hybridisering som kan tenkjast å eksistere før ein får i stand ei tredobbel binding -C=C-.

Fig. 15.10. Den ferdige bindinga i H —C =C —H-molekylet kan vi illustrere på denne måten. Dei to n:-bindingane lagar mest som ein «sylinder» rundt aksen gjennom cT-bindinga.

For å få til ei slik geometrisk ordning går vi som før ut frå at det eine av 25-elektrona først blir lyfta opp til 2/>z-nivået. Så trur vi at det andre 2j'-elektronet saman med 2/\-elektronet blir hybridisert til å forme orbitalar med felles akse (det vil seie om ei rett linje). Dette kallar ein ei jp-diagonal hybridi­ sering. Dei to orbitalane som står att, 2py og 2pz, blir verande urørte og står altså vinkelrette på den aksen som dei to andre lagar. Figur 15.9. Overfører vi dette heilt ut til etynmolekylet, får vi eit skjematisk bilete av den tredoble bindinga som det vi ser på figur 15.10. Orbitalane 2py og 2pz har altså overlappa kvarandre og laga to %-bindingar. Den tredoble bindinga mellom dei to karbonatoma er ikkje tre gonger så sterk som ei enkel binding. Bindingsenergien for C=C er målt til om lag 814 kj/mol. Alkynane er enda meir umetta sambindingar enn alkenane. Også dei kan ein mette ved å addere brom, Br2. Dei kan dg mettast med hydrogen, slik at ein av etyn kan få eten og deretter etan.

+h2 H—C=C—H etyn

-

+h2 h2c = ch2 -

h3c-ch3

eten

etan 203

15.6 Strukturen av benzen Benzen er den mest utbreidde ringsambindinga. Formelen er C6H6. Dei seks karbonatoma er lenkja saman i ein plan like­ sida sekskant. Den første som sette fram ein rimeleg teori for benzenstrukturen, var tyskaren A. Kekulé i 1865. Hans strukturformel — som faktisk enno blir nytta på fleire område —

Fig. 15.11. Kekulés benzenformel. Til venstre fullstendig, til høgre forenkla.

Fig. 15.12. formel.

Moderne

benzen­

CH

I seinare år har ein komme fram til at dobbelbindingane fordeler seg rundt i sekskanten, slik at bindingane mellom karbonatoma blir ein mellomting mellom enkel- og dobbel­ binding. Denne oppfatninga har gjort at den moderne skrive­ måten er den vi ser på figur 15.12. Hovudgrunnen til at Kekulé-strukturen måtte vrakast, var at avstanden mellom dei ymse karbonatoma ikkje ville bli rett. Ein har i dag gode hjelpemiddel til å måle avstanden mellom atoma nøyaktig. Ein har funne at i vanlege organiske sambindingar med enkel binding mellom karbonatoma er C—C-avstanden lik 1,54 Å. I ei dobbelbinding er C—C-avstanden stuttare: 1,33 Å. For benzen fann ein at C—G-avstanden er den same mellom alle karbonatoma, og at han er lik 1,40 Å. Dette viser at ein ikkje har vanleg enkelbinding og heller ikkje vanleg dobbelbinding, men noko imellom. Den oppfatninga av benzenstrukturen som er vanleg i dag, er at dei seks karbonatoma har ein innbyrdes bindingsvinkel på 120°. Dette svarar til ei 5/Ahybridisering som hos alkenane (sjå figur 15.5). Den fjerde orbitalen, 2/h, som står vinkelrett på planet gjennom dei andre orbitalane, vil da kunne lage pi-bindingar med dei andre karbonatoma i sekskanten. Dette skjer både på oversida og undersida av planet. Figur 15.13. viser ei skjematisk teikning av dette.

Bindingane mellom karbonatoma i benzen er svart sterke og stabile. Molekylet viser heller ikkje nokon typisk umetta karakter, slik som eten og etyn. Mange benzensambindingar har ei særeiga lukt. Vi seier derfor ofte at benzensambindingane er aromatiske sambindingar.

204

Fig. 15.13. Modell av bindingsstrukturen i benzenmolekylet. Til venstre sett ovafrå, til høgre i perspektiv. Spørsmål og oppgåver

1. Forklar korfor karbonkjemien er så spesiell samanlikna med kjemien for dei andre grunnstoffa. 2. Forklar kva vi meiner med ei sigma-binding slik vi finn ho i ein enkel alkan. 3. Forklar kva ein meiner med ei 5/)3-hybridisering.

4. Forklar kva ein meiner med ei 5/>2-hybridisering. 5. Kva meiner ein med at ei sigmabinding har «fri rotasjon» ?

6. Forklar korfor eten er ei «umetta» sambinding. 7. Kva er skilnaden på Kekulés benzenstruktur og den mo­ derne benzenstrukturen ?

8. Korleis er bindingsenergiane for G—C og G = G og C=C i høve til kvarandre?

Vel rett(e) svar

1. Den hydrokarbontypen som har ei dobbelbinding fram­ kommen ved ei overlapping mellom .yp2-hybridiserte orbi­ talar, kallar ein: a) alkynar, b) sykloalkanar, c) alkenar, d) benzenderivat. 2. Pi-bindingar kjem fram ved overlapping av:

a) b) c) d)

Ikkje-hybridiserte /?-orbitalar. y^-hybridiserte orbitalar. j/?2-hybridiserte orbitalar. Ikkje-hybridiserte ^--orbitalar.

205

3. I figuren for eit karbonatom som viser ei 5/>2-hybridisering

ligg: a) To og to valensar i same plan. b) Tre valensar i same plan og ein vinkelrett på dette planet. c) Fire valensar i same plan. d) Ingen valensar i same plan. 4.

Ei a) b) c) d)

tredobbel binding inneheld: Tre sigma-bindingar. To sigma-bindingar. Tre pi-bindingar. Ei sigma-binding og to pi-bindingar.

5. Dersom vi set avstanden mellom karbon og hydrogen i ei C—H-binding lik 1,00, så er avstanden mellom to karbon­ atom i ei C—C-binding om lag: a) b) c) d)

Dobbelt så stor (2,00). Fire gonger så stor (4,00). Halvannan gong så stor (1,50). Tidelen (0,10).

Demonstrasjonar

1.

Vis nokre strukturar ved hjelp av modellar.

2. Prøv å lage modellar på ymse måtar av til dømes eten og etyn. 3.

Prøv å lage ein modell av den moderne benzenstrukturen.

4. Gjer om att frå kapittel 14 demonstrasjonen med addisjon av brom til umetta sambindingar.

Organiske funksj onsgrupper— reaksjonar Vi har før gått gjennom nokre funksjonsgrupper og namna på desse. I dette kapitlet skal vi sjå på dei reaksjonane som er typiske for kvar av desse gruppene. Den reint praktiske utføringa av reaksjonane har vi ikkje funne det lagleg å gå inn på. Framgangsmåtane kan ofte verke som kompliserte «oppskrifter» og såleis forvirre omgrepa for næmingen. Boka held seg derfor også i dette kapitlet til reine «papirreaksjonar» i si enklaste form. Nokre oppskrifter er tekne med under Demonstrasjonar og forsøk sist i kapitlet.

16.1 Halogengrupper Halogena F, Cl, Br og I kan setjast direkte inn i staden for (substituere) hydrogen i eit metta hydrokarbon. Men reak­ sjonane går som regel seint, og dei har lita interesse, fordi ein ikkje kan vere viss på om ein har fått bytt ut eitt eller fleire hydrogenatom. I eit umetta hydrokarbon derimot vil ein kunne få heilt bestemte sambindingar. I slike vil anten fritt halogen eller hydrogenhalogenid bli addert til hydrokarbonet ved at dobbelbindinga blir opna.

CH3-CH = CH2 + Br2 -» CH3-CH-CH2

Propen (umetta)

Br Br 1,2-dibrompropan (metta)

Eller ved å bruke HBr: CH3-CH = CH2+HBr -> CH3-CH-CH3

Propen

Br 2-brompropan

207

Vi ser at namnsetjinga seier tydeleg frå om kor bromatomet går inn, idet karbonatoma i kjeda blir nummererte. I organiske reaksjonar er det ofte praktisk å stytte av hydrokarbondelen av molekylet. I eit alifatisk hydrokarbon (sjå avsn. 14.2) kallar ein radikalet alkyl. Det styttar vi av til berre R. Eit aromatisk radikal kallar ein aryl. Det blir ofte avstytt til Ar. Bruker vi X som teikn for eit fritt valt halogen, vil avstyt­ tinga RX tyde eit fritt valt alkylhalogenid. På same måten tyder avstyttinga ArX eit arylhalogenid. Slike halogensubstituerte sambindingar er svært reaktive, da halogenet lett kan reagere med andre grupper. I organisk kjemi har ein difor stor nytte av halogensambindingar som mellomledd ved framstilling av andre sambindingar.

16.2 Alkoholar Når eitt eller fleire hydrogenatom i eit alifatisk hydrokarbon blir substituerte med OH-gruppa, får vi alkoholar. Vi lagar namn på alkoholane ved å setje endinga -ol til namnet på hydrokarbonet. Sjansane for å få isomere alkoholar tek til alt ved ei kjede med tre karbonatom. Dei første i rekkja av alkoholar som er avleidde av alkanane er:

CH3OH CH3CH2OH CH3CH2CH2OHL CH.CHfOH)CH.,|

Metanol Kp. Etanol » , 1-propanol » m' r

j-"""""i"""""

CH3 208

Vi ser av formlane at i den primære alkoholen er OHgruppa bunden til eit karbonatom som atter er bunde til eitt anna karbonatom. I den sekundære alkoholen er OH bunden til eit karbon­ atom som atter er bunde til to andre karbonatom. I den tertiære alkoholen er OH-gruppa bunden til eit karbonatom som atter er bunde til tre andre karbonatom. Dei aktive gruppene er i same rekkjefølgd:

—ch2oh

I

choh

I

—coh

I dømet er alle tre sambindingane avleidde av butan; vi kan kalle dei butanolar. Vi kan namnsetje dei på to måtar. Vi kan seie primær, sekundær eller tertiær butanol, eller vi kan setje nummer på det karbonatomet som OH-gruppa er festa til. I så fall får vi 1-butanol, 2-butanol og 2-metyl-2-propanol. Det er den lengste «rette» karbonkjeda ein legg til grunn for nummereringa. Ein alkohol som har relativt få karbonatom i kjeda, kallar vi ein lagre alkohol. Har han mange karbonatom (fleire enn 10), kallar vi han ein høgre alkohol. Som vi hugsar, var alle dei lægste hydrokarbona gassar. Alle dei lægste alkoholane er derimot væsker. Når vi kjem så høgt i karbontal som til C13, vil alkoholane vere faste stoff. Dei lægre alkoholane har ei god lukt. Opp til C5 er dei dg løyselege i vatn. Grunnen til at alkoholane har så mye høgre kokepunkt enn dei tilsvarande hydrogenkarbona må vere at molekyla er bundne sterkare saman. Det er som regel hydrogenbindingar som held desse molekyla i hop (jf. avsn. 3.9).

16.3 Alkoholreaksjonar Dei to viktigaste alkoholreaksjonane er: 1. Dehydratisering, som gir eterar. 2. Oksydasjon, som gir aldehyd, ketonar eller karbok­ sylsyrer.

La oss først sjå litt på eterane. Vi kan sjå på ein eter som eit anhydrid laga av to alkoholmolekyl. To molekyl alkohol blir slegne saman ved at ein dreg ut eitt molekyl vatn:

CHoGHoOH

CH3CH2\

oih,o

CH3CH9OH

14. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

ch3ch2Z Dietyleter 209

Vi Kan dg sjå på eterane som ei sambinding der to hydrokarbonradikal er bundne saman gjennom eit oksygenatom. Dei kan derfor også kallast dialkyl-oksyd. Den mest vanlege eteren er den som er nemnd i likninga, dietyleter. Han blir mye brukt som løysingsmiddel for oljer og feitt, og han blir enno noko brukt som narkosemiddel (anestetikum). Teknisk lagar ein gjerne eterar ved å leie alkoholdamp som er oppvarma til 260—280 °C over A12O3. Verknaden av aluminiumoksydet er delvis katalytisk. I laboratoriet og også i industrien lagar ein for det meste eterar ved å varme opp alkoholen saman med kons. H2SO4 til ca. 140 °C. Verknaden av svovelsyra er delvis katalytisk, men kons. H2SO4 er dg eit godt middel til å dra ut vatn. Ein kan dg lage eterar etter andre metodar, som vi ikkje kjem inn på her.

16.4 Aldehyd og ketonar a) Ved oksydasjon av ein primær alkohol får ein i første om­ gang eit aldehyd:

CH3CH2OH

varsam oksydasjon

->

ch3cho

+ h2o

Reaksjonen kan dg skrivast slik: H

I

[+O]

ch3-c~oh-------- -rcn3c-=o i i

+ h2o

H

H

(Den karakteristiske gruppa for eit aldehyd er —C = O.) H

b)

Ved oksydasjon av ein sekundær alkohol får vi ein keton.

CH3

ch3 (Den karakteristiske gruppa for ein keton er 210

Aldehyda gir ein namn etter det hydrokarbonet dei er av­ leidde av; ein set til endinga -al. Ketonane gir ein namn på tilsvarande måte; dei får endinga -on. I dei to døma vi har valt, har vi fått laga aldehydet etanal og ketonen propanon. I teknikken lagar ein aldehyd og ketonar mest ved å bruke luft som oksydasjonsmiddel saman med ein katalysator som koparspon eller platina. I laboratoriet bruker ein som veikt oksydasjonsmiddel ei løysning av K2Cr2O7 i svovelsyre. Ein må ordne seg slik at det aldehydet som blir laga, snarast råd er, kjem bort frå reaksjonsblandinga, slik at det ikkje blir oksydert vidare til karboksylsyre. I den organiske kjemien råkar vi svært ofte på sambindingar med namn som er kjende frå dagleglivet. I dette tilfellet er propanon det same som aceton. Aceton er ei væske som blir produsert i millionar av tonn pr. år. Stoffet blir mest brukt som løysingsmiddel, til dømes for plaststoff og voksartar. Vi ser av strukturane for aldehyd og ketonar at dei begge inneheld karbonyl-gxwppa. C = O. Skilnaden mellom aldehyd og keton er at i aldehyda er oksygenatomet dobbeltbunde til eit karbonatom som også er bunde til eit hydrogenatom. I ketonane er oksygenatomet dobbeltbunde til eit karbonatom som atter er bunde til to andre karbonatom. Kallar vi radikala R og R’, får vi:

Aldehyd:

R—C = O

Ketonar:

H R—C = O

I

I

R’

Aldehyda og ketonane vil derfor komme til å reagere svært likt. Det er karbonylgruppa som er reaktiv i dei fleste tilfella. Dobbelbindingane vil kunne opne seg, og stoffa kan da addere visse grupper eller reagensar. Døme på reaksjonar Addisjon av blåsyre, HCN, er den viktigaste av slike reaksjo­ nar. Vi ser da at det blir innført eit karbonatom til i sambin­ dinga (vi kan byggje opp karbonkjeder på denne måten): Addisjonsreaksjon:

OH

Aldehyd:

R-C = O + HCN H

I

R-C-CN

H 211

OH

I

RCO + HCN -> R-C-CN

Keton:

I

I

R’

R’

Aldehyd og ketonar reagerer noko ulikt med oksydasjons­ middel. Aldehyda vil ved oksydasjon gi karboksylsyrer etter likninga: H

O]

CH3-CH2-C = O------- —>CH3-CH2-C = O

H

OH Ei karboksylsyre (propionsyre)

Ketonane vil ikkje lett bli oksyderte i det heile. Bruker ein kraftige oksydasjonsmiddel, vil molekylet bli sprengt, og ein får ei karboksylsyre da dg, men med eitt karbonatom mindre i formelen. kraftig oksydasjon

CH3-C = O-------------- > CH3-C = O + CO2+H2O

I

I

CH3 Propanon

OH Eddiksyre

Merknad: Om ein i slike organiske redoks-reaksjonar vil føre inn oksydasjonstal som svarar til dei som blir brukte i uorganisk kjemi, kan ein gjere det slik: Ein alkohol blir oksydert til eit aldehyd, som så blir oksydert til syre. Vi ser på den karakteristiske gruppa som ei eining for seg, og vi seier at summen av oksydasjonstala i kvar gruppe skal vere lik null. (H og O har i desse gruppene alltid oksyda­ sjonstala + 1 og —2.)

Å CH3CH2OH Gruppe: —CH2OH Oksydasjons-^ tal for karbonet: —1 212

------- 1 l----- AR “O

- ch3cho -ciccooii CHO

-COOH

A

+3

16.5 Karboksylsyrer Funksjonsgruppa for alle organiske syrer ber namnet karboksylgruppa, —COOH. Ho har strukturen: —C = O

I

OH Den allmenne formelen for ei alifatisk karboksylsyre blir da R—COOH, og for ei aromatisk karboksylsyre Ar—COOH. Som vi har sett, kan syrene bli til ved kraftig oksydasjon av alkoholar. Denne metoden blir i einskilde tilfelle også brukt til tekniske framstilling av syrer. Men dei fleste syrene skaffar ein lettare og billegare ved hydrolyse av ymse feittartar. Derfor kallar ein ofte dei alifatiske karboksylsyrene for feittsyrer. Eit døme på hydrolyse av feitt finn vi i slutten av avsnitt 16.6. Dei umetta syrene gir vi namn etter den alkenen dei kan avleiast av. Døme: Avleidd av propen, CH2 = CH—CH3, får vi propensyre: CH2=CH— COOH. Tilsvarande av 1-buten, CH2 = CH—CH2—CH3, får vi 3-butensyre, CH2 = CH—CH2—COOH.

Tabell 16.1 viser nokre namn og formlar: Tabell 16.1. Namn og formlar for nokre feittsyrer. Kjemisk namn Vanleg namn

Formel Lægre feittsyrer: HCOOH CHjCOOH CH3CH2COOH ch3ch2ch2cooh

metansyre etansyre propansyre butansyre

Nokre høgre feittsyrer: CH3(CH2)14COOH CH3(CH2)16COOH

heksadekansyre palmitinsyre oktadekansyre stearinsyre

maursyre eddiksyre propionsyre smørsyre

kokepunkt 100 °C 118 °C 141 °C 163 °C smeltepunkt 63 °C 70 °C

Av høgre umetta syrer kan vi nemne desse med 18 C-atom: H

H

CH3(CH2)7 • C = C • (CH2)7 • COOH Oljesyre (Ei dobbelbinding.) H

H H i i 1 1 CH3(CH2)4 •C=C•CH2 • C = C ■ (CH2)7 • COOH Linolsyre (10) (9) (To dobbelbindingar.) (13) (12) H

H ch3

H

• ch2 • C = C • (16) (15)

HH

H H

ch2 • C = C ■ CH2 • C = C • (CH2)7 • COOH (13) (12) (10) (9) Linolensyre (Tre dobbelbindingar.)

213

Er det fleire dobbelbindingar i den umetta syra, set vi nummeret for det karbonatomet der dobbelbindinga byrjar (karbonatoma blir rekna frå høgre frå og med C i COOH). Døme: Linolensyre (sjå tabell) er 9,12,15-oktadekantriensyre. Oktadekan er talet 18. Trien står for dei tre dobbelbindingane, og tala framfor står for nummera på dei karbon­ atoma der dobbelbindingane byrjar. Dei fleste karboksylsyrene er relativt veike syrer. Eddiksyra, til dømes, protolyserer etter likninga

CH3COOH + h2o

ch3coo-

+ h3o+

Protolysekonstanten K = 1,8 • 10~5. Ved nøytralisering av karboksylsyre får vi salt:

HCOOH + NaOH = HCOONa + H2O natriumformiat CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O natriumacetat

(På engelsk heiter maursyra formic acid, og eddiksyra heiter acetic acid.') Ei rekkje syrer inneheld to eller fleire karboksylgrupper i formelen sin. Dei viktigaste er di-karboksylsyrene. Den enklaste er COOH oksalsyre. Den nest enklaste er

COOH COOH I CH2

malonsyre.

COOH Også her får vi dei korrekte kjemiske namna ved å gå ut frå hydrokarbonet med like mange C-atom. Oksalsyre er altså etan-disyre, malonsyre er propan-disyre.

16.6 Esterar Når ein alkohol reagerer med ei syre så det blir utskilt vatn, får vi ein ester.

R-C- OH + H O—R’ -> R-C-O-R’ + H2O

o

O karboksylsyre

214

alkohol

ester

Legg merke til at det er ikkje syrehydrogenet i —COOH som reagerer her, men heile OH-gruppa frå syra. I praksis bruker ein som regel konsentrert H2SO4 som kata­ lysator under esterdaninga. Døme: CH3COOH + hoc2h5

H2SO4

_±^4ch3cooc2hs

+ H,O

etylacetat (Vi kan dg kalle esteren etyl-etanat.)

Esterar kan ein dg få av alkoholar og uorganiske syrer. Døme: (H2SO4) c12h25-o H+HO -SO2-OH dodekanol svovelsyre

C12H2s-O-SO3H+H2O dodekylsulfat

(Natriumsaltet, natriumdodekylsulfat C12H25OSO3Na, er eit viktig stoff i syntetiske vaskemiddel. Det er eit godt løysings­ middel for feitt.) Enda meir kjend er esteren nitroglyserol. Den treverdige alkoholen glyserol lagar ein ester med salpetersyre.

ch2o H

HO no2

ch2ono2 1

CHO H + HO no2 I

ch2o H glyserol

HO no2 salpetersyre

-+

1 CHONO2 + 3H2O 1 1 CH2ONO2 nitroglyserol (propantriol-trinitrat)

(Namnet nitroglyserol er strengt teke misvisande da stoffet ikkje er noka verkeleg nitrosambinding. Sjå avsnitt 16.9.) Esterar er stoff som finst utbreidde i naturen. Dei luktar ofte godt, og det er dei som gir aroma og god lukt til frukt og blomster.

Feitt og voksartar er dg esterar, som regel blandingar av fleire ulike. Dei mest utbreidde feittartane er esterar som har blitt til mellom alkoholen glyserol og ei eller fleire av dei høgre feittsyrene. Er feittsyra umetta, til dømes oljesyre eller linolensyre, får ein feittartar som er væsker. Er det metta feittsyrer, som stearinsyre eller palmitinsyre, blir feittet fast. Flytande feittartar (oljer) kan ein derfor gjere om til faste feittartar ved å mette dobbelbindingane. Dette gjer ein ved å leie hydrogengass gjennom olja {feittherding, jf. avsn. 17.5). 215

Ein av dei viktigaste reaksjonane for esterar er den såkalla forsåpingsprosessen. Namnet kjem av at såpe blir laga etter same prinsippet. Forsåpinga er allment ein hydrolyse i nærvære av ein base (alkalisk hydrolyse). Som regel er basen NaOH eller KOH. Døme på forsåping av ein ester: CH3COOC2H5 + KOH CH3COOK + C2H5OH ester gir: eit salt ein alkohol

(Hydrolyse av ein ester kan dg skje i nærvære av ei syre.) Tek vi som døme ein ester mellom den høgre feittsyra palmitinsyre, C15H31COOH, og glyserol, C3H5(OH)3, kan vi skrive esteren (feittet) slik: (C15H31COO)3C3H5.

(Det er glyserylpalmitat.) Når denne esteren reagerer med ei løysning av NaOH i vatn, vil han bli kløyvd slik at vi far natriumsaltet av syra, og fri glyserol: QJKiCOOCH,

NaHO

C15H31COOCH + NaHO C15H31COOCH2 feitt

+

NaHO

C15H31COONa C15H31COONa + C3H5(OH)3 glyserol C15H31COONa

lut — såpe (natriumpalmitat)

I krigstider vil store mengder av feitt gå med til slike pro­ sessar for å lage glyserol, som så skal brukast til å lage spreng­ stoffet nitroglyserol.

16.7 Substituerte karboksylsyrer Om vi tenkjer oss at eitt eller fleire av hydrogenatoma i hydrokarbondelen av ei organisk syre blir substituerte (utbytte) med ei anna gruppe, får vi det vi kallar ei substituert syre. Dei viktigaste substituentane i denne samanhengen er OH— hydroksylgruppa, som gir hydroksysyrer, NH2 — aminogruppa, som gir aminosyrer, og halogen (Cl, Br, I), som gir halogensyrer. Døme:

1. Hydroksy-eddiksyre: 2-hydroksypropionsyre:

216

CH2(OH)COOH CH3CH(OH) COOH

2. Aminoeddiksyre: 2-aminopropionsyre:

CH2(NH2)COOH CH3CH(NH2)COOH

3. Monokloreddiksyre : Tribromeddiksyre:

ch2cicooh CBr3COOH

Slike syrer har framleis reaksjonane sine som syrer. Dei kan til dømes lage salt, og dei kan lage esterar. Men i tillegg til desse eigenskapane vil dei dg få nokre andre, spesielle for kvar einskild type. Vi skal sjå litt på nokre av desse syrene: Mjolkesyre, eller 2-hydroksypropionsyre viser ei spesiell form for isomeri som har mye å seie i kjemien. Vi seier at ho viser spegelbilete-isomeri eller optisk isomeri. Når romfigurane skal teiknast om til projeksjonsformlar i papirplanet, gjer vi det slik: Det planet som kan leggjast gjennom det sentrale karbonatomet og CH3-gruppa og COOH-gruppa, står vinkelrett på papirplanet. COOHgruppa står øvst og CH3-gruppa nedst, og begge ligg lengst frå teiknaren. H- og OH-gruppene peiker framover. Dei projiserte formlane blir da slik: COOH COOH I I I

I I I

HO ► C ◄ H

H ► C ◄ OH

I I I

I

I I

ch3

ch3

(+) -mjolkesyre

(—)-mjolkesyre

Romfigurane blir slik som fig. 16.1 viser: Fig. 16.1. Optisk isomeri hos mjolkesyre. (4-)-nijølkesyra drei­ ar polarisert lys til høgre. (—)mjølkesyra dreiar polarisert lys til venstre.

-mjolkesyre

(—)-mjølkesyre

Som vi ser, er karbonatomet i midten bunde tilfire ulike grupper. Dette kallar vi eit asymmetrisk karbonatom. Vi hugsar at valensretningane for karbonatomet peiker ut i rommet med ein tetraedervinkel mellom seg. Dette gir høve til to isomerar, alt etter korleis OH og H er plasserte, sjå fig. 16.1. Grunnen til at vi seier at desse formlane er optisk isomere, er at dei to stoffa dreiar polarisert lys ulikt. (Polarisert lys er

217

Nicolprisme som polarisator

Lys kjelde t. d. gult Na-lys

Glasvegg

Optisk aktiv sukkerldysning Glasvegg

Dreia lysplan

Lys som svingar i eitt plan. Polarisert tys

Fig. 16.2. Prinsippet for dreiing av polarisert lys.

Opphoveleg lysplan

lys som svingar i eitt plan.) Om slikt lys går gjennom eit røyr med ei løysning av mjølkesyre, vil det komme ut på den andre sida av røyret med ei viss dreiing av svingeplanet i høve til det det gjekk inn med. Om lyset har blitt dreia med klokkevisarane (sett frå den sida der lyset kjem ut av røyret), seier vi at stoffet er høgre­ dreiande, og vi nemner dette som (+)-mjølkesyre. Om det polariserte lyset blir dreia mot klokkevisarane, seier vi at vi har ei venstredreiande eller ei (—)-mjølkesyre. Har vi ei blanding av venstre- og høgredreiande mjølkesyre i slike mengder at det polariserte lyset går igjennom utan å bli dreia, seier vi at vi har ei racemisk blanding. Dette skriv vi (±)-mjølkesyre.

Aminosyrene viser same slag isomeri. Vi kan skrive formelen slik at han viser det asymmetriske karbonatomet.

Døme: 2-aminopropionsyre (alanin): CH3CH(NH2)COOH COOH H-C-NH2

I

ch3

COOH

NH2-C-H

I

ch3

Venstredreiande (—)-alanin, Høgredreiande (+)-alanin.

Fig. 16.3. Odd Hassel. Norsk nobelprisvinnar som har arbeidd mye med isomeritilhøva i orga­ niske molekyl.

218

Av aminosyrene kjenner ein i alt om lag 25. Dei er dei viktigaste byggjesteinane i proteina (eggekvitestoffa). Grunnen til dette er at aminosyrene kan binde seg til kvarandre i lange kjeder ved hjelp av den såkalla peptidbindinga.

Døme:

O

II

CH2(NH2)-C- oh + h -nh-ch2cooh Aminoeddiksyre Aminoeddiksyre

=

O

II

CH2(NH2)-C-NH-CH2COOH + h2o Dipeptid Peptidbindinga er karakterisert ved bindeleddet

O

— C—N — H I namnsetjinga av aminosyrene bruker vi oftast særskilde namn for kvar av dei 25. Den første i rekkja, aminoeddiksyre, kallar vi glycin, den andre, 2-aminopropionsyre, kallar vi alanin', så kjem valin, leucin og isoleucin.

16.8 Aminar og amid Begge desse organiske sambindingane kan vi tenkje oss avleidde av ammoniakkj NH3. Dersom vi tenkjer oss at eitt eller fleire hydrogenatom i ammoniakk blir substituerte med anten alkyl- eller arylgrupper, får vi aminar, respektive primære, sekundære og tertiære. Døme: Etylgruppa, C2H5—, går inn:

H I H-N-H ammoniakk H

C2H6 —N —H etylamin (primær)

C2H5 C2H5-N-H dietylamin (sekundær)

C2Hs C2Hj-N-C2H5 trietylamin (tertiær)

Aminane blir til i naturen når dyr eller plantar rotnar. Når fisk rotnar, til dømes, kan ein tydeleg kjenne ei ufyseleg lukt av ymse amin. Mange av dei aromatiske aminane er viktige, spesielt i fargestoffmdustrien. Mæst kjend er fenylamin, eller meir vanleg kalla anilin : C6H5NH2 219

nh2

Anilin

På same måten kan vi dg ha difenylamin og trifenylamin:

Trifenylamin, (C6H5)3N Amid, eller syreamid, som dei ofte blir kalla, er dei sambindin­ gane vi får når vi byter ut OH i ei karboksylgruppe med NH2. Den allmenne formelen blir derfor R—CONH2. (Vi kan dg tenkje oss at amida kan avleiast av NH3 ved at eitt eller fleire hydrogenatom blir substituerte med R—COgrupper.) Det viktigaste syreamidet er urea (eller urinstoff som det heitte før). Vi kan sjå på det som eit diamid av karbonsyre, H2CO3, og strukturen skriv vi: *

NH2 C=O

Urea

nh2 Det blir utskilt gjennom urinen frå menneske og dyr. Eit vakse menneske skil ut ca. 25 gram i døgnet. Tyskaren Wdhler greidde i 1828 å lage urinstoff syntetisk. Dette var ein historisk milestolpe, for det rydda bort det gamle skiljet mellom den organiske kjemien som kjemien for det «lev­ ande livet», og den uorganiske som kjemien for «daude ting». I dag er urea eit stoff som blir produsert i millionar av tonn. Det blir brukt mellom anna som kunstgjødsel og som utgangsmateriale for plaststoff, medisinar etc. Eit anna viktig syreamid kan avleiast av eddiksyre. Det er CH3CONH2, og heiter acetamid. (Også kalla: etanamid.) * Strengt teke er karbonsyra ikkje noka karboksylsyre. Men amida kan dg avleiast av NH3, og urea må seiast å ha mange av dei eigenskapane som er typiske for syreamida. Derfor tek vi det med her.

220

16.9 Nitrosambindingar Om vi i eit hydrokarbon byter ut eitt eller fleire hydrogen­ atom med gruppa NO2, får vi ei organisk nitrosambinding.

Viktigast av desse er dei der hydrokarbonet er benzen eller sambindingar av benzen. Desse sambindingane kallar vi aro­ matiske nitrosambindingar. Nitrosambindingane kan ein lage ved at ein set hydrokar­ bonet til ei blanding av konsentrert salpetersyre og konsentrert svovelsyre. Svovelsyra verkar nærmast som ein katalysator og som eit middel til å dra ut vatn, og vi skriv ho ikkje i lik­ ninga : ___

Zq^>-|H + HO|NO2 = \Oy -NO2 + H2O Nitrobenzen I benzen kan vi føre inn to eller tre nitrogrupper, og vi får da dinitrobenzen og trinitrobenzen. Etter kva stilling desse gruppene får i høve til kvarandre i benzensekskanten, kan vi tenkje oss tre ulike dinitrosambindingar. Vi kallar dei:

ortodinitrobenzen

metadinitrobenzen

paradinitrobenzen

Namna styttar vi oftast av til o-, m- og p-dinitrobenzen. Vi kan dg føre inn nitrogruppene i tillegg til andre grupper eller kjeder i benzen. I avsnitt 14.10 nemnde vi det kjende sprengstoffet TNT, som ein leier ut av stoffet toluen, CH3— C6H5, ved å føre inn tre nitrogrupper. I slike sambindingar set ein namnet ved å nummerere stillinga for kvar nitrogruppe. Den internasjonale avtalen for namnsetjing set nummera slik vi ser det på figuren. TNT blir derfor 2,4,6-trinitrometylbenzen. (Metylbenzen heiter til vanleg toluen.)

\ 4/ 2,4,6-trinitrotoluen 221

16.10 Fenolar Fenolar kallar vi sambindingar der eitt eller fleire av hydro­ genatoma i benzenringen er erstatta med ei OH-gruppe. Den enklaste erfenol (eller hydroksybenzen, som han og kan heite). Fenol vart før også kalla «karbolsyre». I eldre tid var stoffet mye brukt som desinfeksjonsmiddel i medisinen. OH

Fenol Fenol er eit stoff som finst i steinkoltjære og blir utvunne av denne ved destillasjon. Det er eit fast stoff som smeltar ved ca. 43 °C og koker ved om lag 183 °C. I heilt rein tilstand lagar stoffet fargelause krystallar, men i luft får dei ein litt raudleg let. I industrien er fenol eit viktig råstoff for fram­ stilling av ei rekkje medisinske preparat, fargestoff, kunststoff som bakelitt og mye anna. Fenol blir produsert i millionar av kilogram pr. år. Ein kan dg føre inn fleire OH-grupper i benzenringen, og på denne måten få sambindingar som ein kallar toverdige eller fleirverdige fenolar. Dei mest korrekte namna får ein ved å gi benzen endinga -diol eller -triol, og samstundes setje nummer på dei plassane i benzenringen der OH-gruppa går inn. Men mange av desse sambindingane er så kjende under sine gamle namn at desse i regelen er mest brukte enno.

Benzendiolar

OH

OH

1,2-benzendiol Vanleg namn: Pyrokatekol 222

1,3-benzendiol Resorcinol

1,4-benzendiol Hydrokinon

Benzentriolar

OH

1,2,3-benzentriol Pyrogallol

OH

OH

1,3,5-benzentriol Floroglucinol

1,2,4-benzentriol Hydroksyhydrokinon

Blandingssambindingar

Dei sambindingane vi til no har definert, er utgangsstoff for ei rekkje ulike blandingssambindingar eller derivat med karakterinnslag frå ein eller fleire av desse typane. Vi har nemnt TNT, som har både CH3- og NO2-grupper i formelen. Nokre andre døme illustrerer dette, og viser namnsetjinga av slike kombinasjonar:

2,4,6-trinitrofenol (Pikrinsyre)

2-aminofenol (o-aminofenol)

NH2

3-bromofenol (m-bromofenol)

2-amino-, 4-bromofenol

Spørsmål

1. Forklar skilnaden på eit metta og eit umetta hydrokarbon. 2. Kva meiner ein med gruppenamna aryl og alkyl? 3. Skriv formelen for 1,2-diklorbutan. 4. Set namn på sambindinga CH3—CH = CH—CH3.

5. Set namn på sambindinga CH3—CH2—C^CH.

223

6. Set namn på sambindinga CH3—CH—CH2—CH3 CH3

7.

Set namn på sambindinga CH3—CH2—CH(OH)—CH3.

8. Set namn på sambindinga (CH3)2C(OH)CH3. 9. Skriv formlane for butanal og butanon.

10. Kva stoff får ein ved kraftig oksydasjon av CH3CH2CH2OH? 11. Set namn på sambindinga CH3CH2CHBrCH2COOH. 12. Korleis kan ein med eit enkelt forsøk avgjere om ein har ei metta eller umetta olje?

13. Korleis kan ein lage ein ester? 14. Kva meiner ein med ein forsåpingsprosess? 15. Kva kan vi kalle sambindinga natriumpalmitat i dag­ legtale? 16. Kva er eit asymmetrisk karbonatom? Nemn eit døme. 17. Bruk formelen CH2OH • CH(NH2) • COOH til å for­ klare kva vi meiner med optisk isomeri. 18. Skriv formelen for 1,3-diaminobenzen. 19. Kor mange moglege isomerar kan formelen C6H3(OH)3 stå for? Set namn på isomerane.

Vel rett(e) svar

1. Ein primær alkohol er ein alkohol med:

a) b) c) d)

Ei gruppe —CH2OH. Ei alkoholgruppe knytt til det første karbonatomet. Prima kvalitet. Ei enkel OH-gruppe.

2. Ein alkohol kan ved varsam oksydasjon gi oss: a) b) c) d)

Ei syre. Eit aldehyd. Ein alkan. Ein alken.

3. Ei karboksylsyre vil saman med ein alkohol kunne gi: a) Ein amin. b) Ein ester, c) Ein eter, d) Ein fenol.

4. Linolensyre er 9,12,15-oktadekantriensyre. Ho inneheld: a) b) c) d)

224

Åtte dobbelbindingar. Ti dobbelbindingar. Inga dobbelbinding. Tre dobbelbindingar.

5. Såpe er: a) b) c) d)

Ein eter av høgre alkoholar. Natriumsalt av høgre feittsyrer. Kaliunisalt av høgre feittsyrer. Ein ester av glyserol og høgre feittsyrer.

6. Cis-trans-isomeri kan ein berre ha i samband med:

a) b) c) d)

Minst éi pi-binding. Minst éi dobbelbinding. Minst eitt asymmetrisk karbonatom. Ein benzenring.

7. Spegelbileteisomeri (optisk isomeri) kan ein berre ha i sambindingar som har: a) b) c) d)

Fem karbonatom i kjeda. Minst eitt asymmetrisk karbonatom. Fire hydroksylgrupper rundt eit karbonatom. Blitt påverka av polarisert lys.

8. Dei viktigaste «byggjesteinane» i eit protein er: a) aminosyrer, b) aminar, c) peptosar, d) feittsyrer.

9. Feitt kan karakteriserast som:

a) b) c) d)

Syrer med minst 15 C-atom i kjeda. Esterar av glyserol og høgre feittsyrer. Salt av feittsyrer. Oljer som er feite å ta på.

10. Ei peptidbinding er ei binding: a) b) c) d)

Mellom to peptosar. Som inneheld tre pi-bindingar. Som berre finst mellom benzenringar. Mellom to aminosyrer karakterisert ved leddet O

I

—G—N—

I

H

15*. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

225

Demonstrasjonar og forsøk

1. Vis den såkalla Beilsteins prøve på halogen i ei organisk sambinding: Lag ei lita lykkje i enden av ein kopartråd, og hald tråden inn i toppen av ei flamme til koparen i lykkja har blitt heilt oksydert og ikkje lenger set nokon farge på flamma. Kjøl lykkja i luft, og fest deretter litt av det materialet som skal prøvast, på lykkja. Hald ho der­ etter i den varmaste delen av flamma. Ei tydeleg grøn flamme er prov for at det er halogen i prøva.

2. Prøve på nitrogen (ikkje alltid sikker). Bland ei lita mengd urinstoff (urea) eller ei anna sambinding som inneheld nitrogen, med like mye Na2CO3. Varm varsamt i ein digel eller ei porselensskål. Er det nitrogen i prøva, vil det stige opp NH3, som ein kan kjenne på lukta eller påvise med fuktig raudt lakmuspapir.

3. Løys opp nokre få jod-krystallar i 5 ml etanol i eit reagens­ glas. Set til litt 6 M NaOH-løysning dråpe for dråpe til fargen blir djupgul. Kjøl av — eventuelt i isvatn — og la glaset stå ca. 15—30 minutt. Det lagar seg gule krystallar av jodoform, CHI3. (Prøva kan brukast til å påvise etanol, men ho gir dg utslag for aceton og acetaldehyd.) 4. Tollens reagens for prøve på aldehydgrupper. Aldehydgrupper kan redusere kompleksbundne solvion til metal­ lisk sølv. Samstundes blir aldehydet sjølv oksydert til syre: Ta 10 ml av ei ca. 1/10 M AgNO3-løysning i eit vanleg

Fig. 16.4. Vanleg apparatoppstilling til syntesearbeid i laborato­ riet.

226

reagensglas, og set til litt 1 M NH3 heilt til komplekset er laga. Set så til 0,5 ml av ei formaldehydløysning (eller ei prøve som inneheld ei aldehydgruppe). Bland innhaldet godt, og varm varsamt opp i ei flamme. Drei glaset rundt under oppvarminga. Det set seg av ein vakker sølvspegel på innsida av reagensglaset dersom det er aldehyd i prøva. (Druesukker inneheld CHO-gruppe og høver godt til dette.) 5. Demonstrer oksydasjon av ein primær alkohol til eit al­ dehyd eller ein sekundær til ein keton. Bruk ei apparatoppstilling som på figur 16.4. Løys 5 gram Na2Cr2O7 i 15—20 ml vatn i ein 200 ml destillasjonskolbe (eller ein enda mindre kolbe). Hald kolben under vasskjøling og set varsamt til 5 ml konsen­ trert H2SO4. Set så dråpevis til frå skiljetrekt 5 ml etanol og varm varsamt opp. Det lagar seg acetaldehyd (kp. ca. 20 °C), som har ei svært karakteristisk lukt. (Bruk kjøling rundt forlaget, is/saltblanding.) 6. Som døme på ein kraftig oksydasjon av ein alkohol kan ein bruke ei metta løysning av KMnO4 som oksydasjons­ middel. I ein destillasjonskolbe på 100 ml tek ein 5 ml etanol. Frå skiljetrekta set ein til etter kvart ei metta løysning av KMnO4 heilt til den fiolette fargen ikkje endrar seg enda om ein varmar varsamt opp. Deretter set ein til eit par dråpar etanol. Det fell ut brunstein, men den lét ein berre vere. Gjennom skiljetrekta set ein så til 10 ml 4 M H2SO4. Deretter varmar ein varsamt opp til det koker. Det lagar seg eddiksyre. Syra samlar seg i forlaget og kan kjennast på lukta.

7. Vis fram nokre prøver av organiske syrer, som maursyre, eddiksyre, propionsyre, smørsyre og høgre syrer som palmitinsyre og stearinsyre. Sjå litt på kor lett syrene løyser seg i vatn, korleis dei aukar i molekylvekt, korleis dei går over til faste stoff etc. Prøv dg løysningane i vatn med lakmus og med fenolftalein, og gjer eventuelt pH-måling.

8. Såpekoking. I eit begerglas på 300 ml har ein 50 ml av ei metta løysning av NaOH i metanol. (Denne lagar vi ved å la noko fast NaOH stå nokre dagar med 100 ml metanol over seg i ei flaske med kork på.) Til den metta NaOHløysninga set ein så litt etter litt ei blanding av 25 ml metanol og 25 ml olivenolje (linolje eller andre oljer og feitt kan dg brukast). Rør varsamt om med ein glasstav.

227

Når alt er blanda, varmar ein opp ved å setje begeret i ein kasserolle med litt vatn på ca. 70—90 °C.

DETTE MÅ GJERAST PÅ EIN STAD DER DET IKKJE ER OPEN FLAMME INNAFOR EIN AV­ STAND PÅ FLEIRE METER! Etter ca. 5 minutt vil reaksjonen vere over, og ein kan setje til såpa eit like stort volum med vatn. Prøve: Ta ca. 100 ml vatn i ein sylinder eller ein erlenmeyerkolbe. Set til eit par ml såpeløysning. Rist kraftig, og legg merke til den sterke skumdaninga.

9. Utsalting: Ta 5 ml av den såpeløysninga som blei laga i nr. 8, og bland med 95 ml vatn. Vi kallar dette ei 5% såpeløysning. Lag 100 ml metta NaCl-løysning. Bland dei to løysningane saman i ein stor sylinder på 250 ml, og rør om. Legg merke til at det skil seg ut eit lag av fast såpe. Vi seier at vi saltar ut såpa frå såpeluta. Slik lagar ein dg såpe i såpefabrikkane. Tilvising: Sjå Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøka nr. 41—50.

T abellar Vi har med vilje late dei tradisjonelle einingane bli ståande i det meste av tabellverket. Grunnen til det er at det er desse einingane som framleis blir brukte i dei store internasjonale tabellverka og i viktige tekniske utrekningar.

Tabell T.l. Namn på nokre ion. Kation (positive ion)

Ag+ A1+++ Ba++ Ca++ Co++ Co+++ Cu+ Cu++ Fe++ Fe+++ Hg2++ Hg++ K+

sølvion aluminiumion bariumion kalsiumion kobolt(II)ion kobolt(III)ion kopar(I)ion kopar(II)ion jcrn(II)ion (ferro) jern(III)ion (ferri) kvikksølv (I) ion kvikksølv) II) ion kaliumion

litiumion magnesiumion mangan(II)ion mangan(IV)ion natriumion ammoniumion nikkel(II)ion nikkel(III)ion bly(II)ion Pb++ tinn(II)ion Sn++ Sn++++ tinn(IV)ion sink(II)ion Zn++ U++++ uran(IV)ion

Li+ Mg++ Mn++ Mn++++ Na+ nh4+ Ni++ Ni+++

Anion (negative ion) AsO3---- arsenittion AsO4---- arscnation Brbromidion Clkloridion CIOhypoklorittion C1O3kloration C1O4perkloration CO3— karbonation HCO3- hydrogenkarbonation Ijodidion IO3jodation MnOp permanganation

MnO4— manganation NO2nitrittion NO3nitration OHhydroksydion PO4---- fosfation H2PO4- dihydrogenfosfation HPO4— hydrogenfosfation S— sulfidion SO3— sulfittion SO4— sulfation S2O3— tiosulfation SiO3— silikation

Tabell T.2. Kjemisk-fysiske konstantar. Avogadros konstant: NA = 6,02205 • 1023 mol-1 Ladningen av elektronet: e = 1,6021 • 10-19 amperesekund Kvilemassen av elektronet: me = 9,109 ■ 10-31 kg Kvilemassen av nøytronet: mn = 1,6748 • 10-27 kg Kvilemassen av protonet: m — 1,6725 • 10-27 kg Molvolumet av ein ideal gass ved NTP: I'o = 22,4138 dm3 Faradays konstant: F = 96 485 amperesekund/mol Den molare gasskonstanten: R = 8,314 J/mol • K liter • atm 0,082 mol • K 15. Salveson: Kjemi 1 — nynorsk

229

Tabell T.3. Prefiks til måleiningar. Multiplum av

1012 109 106 103 102 101

w-1 io-2 io-3 io-« io-9 io-12

prefiks

tera

giga mega kilo hekto deka desi centi milli mikro nano piko

symbol

(talnamn)

T G M k h da d c m u n

1 billion (I USA: 1 trillion) 1 milliard (I USA: 1 billion) 1 million 1 tusen 1 hundre ti 1 tidel 1 hundredel 1 tusendel 1 milliondel 1 milliarddcl 1 billiondel

P

Tabell T.4. Grunneiningane i det internasjonale målsystemet. [SI] (SI er avstytting av det franske namnet på det internasjonale systemet for måleiningar: Systéme International d’unités.) Sju grunneiningar: Eining Eining Eining Eining Eining Eining Eining

for for for for for for for

masse: lengd: tid: temperatur: straum: lysstyrke: stoffmengd:

kilogram, meter, sekund, kelvin, ampere, candela, mol,

symbol: symbol: symbol: symbol: symbol: symbol: symbol:

kg m s K A cd mol

(For definisjonar jf. Norsk Standard 1020 og 1024.)

Merknad: For naturvitskapane har måleiningane dels vore ein stor styrke, dels ein stor veikskap. Ein har nemleg aldri greidd å oppnå verkeleg internasjonal utbreiing av dei ymse vedtekne einingane og symbola. Ved sida av dei sju SI-einingane bruker ein i dag ei rekkje einingar som kan avleiast av dei sju grunneiningane på ymse måtar. Mange av desse einingane er og så inngrodde i dagleglivet at det har inga meining å endre dei. Til dømes bruker vi 1 time = 60-60 sekund (eininga 1 time kan altså ikkje avleiast av eininga sekund berre ved å bruke eitt av prefiksa i tabell T.3). Vanskane har vore størst i fysikken der til dømes eininga for kraft etter SI er kg • m/s2. Denne eininga har fått namnet newton, N. Samstundes bruker ein eininga kilopond, kp, som byggjer på ein gjen­ nomsnittsverdi av tyngdeakselerasjonen, 1 kp = 9,80665 N, og likeins er den mindre eininga dyn = 10-5 newton mye brukt i vitskapleg arbeid. Noko av det same gjeld og for lengdeiningane. Einingar som er tilmåta praktiske målingar, er det vanskeleg å bli kvitt, og det har snautt noka meining heller. Jf. einingane ångstrøm (= 10-10 meter) i molekylarfysikken, eller lysår i astronomien, og ikkje minst celsiusgrader som temperaturmål. Fleire komplikasjonar for internasjonale einingar kjem til ved at mange land framleis bruker det såkalla britiske systemet, der masseeininga pund og lengdeininga fot er grunnlaget.

230

Tabell T.5. Data for nokre handelsvarer av konsentrerte syrer og basar.

Namn

Konsentrert —«— — «— — «— — «— —«— — «—

saltsyre................ svovelsyre ......... salpetersyre .... fosforsyre........... eddiksyre........... ammoniakkløysning i vatn ......... natriumhydroksydløysning i vatn

Formel

Mole- Tett­ Mola- Masseprokyl- leik i ritet sent vekt g/cm3 ca. * ca.

HC1 36,46 h2so4 98,08 hno3 63,02 h3po4 98,00 ch3cooh 60,05

1,19 1,84 1,41 1,69 1,06

12 18 16 15 15

nh3

35,05

0,91

15 M

25%

NaOH

40,00

1,52

19 M

50%

M 37% M 96% M 65% M 85% M 100%

* Resten opp til sum 100% er vatn.

Tabell T.6. Reglar for løysing av organiske stoff. Hovudprinsipp: «Likt løyser likt», dvs. at vatn løyser elektrolyttar, polare stoff løyser polare, og upolare løyser upolare.

Stoff som skal løysast

Mogleg løysingsmiddel

Dielektrisitetskonstant for løysingsmiddelet

Elektrolyttar, t. d. salt av orga­ Vatn niske syrer og salt av organiske (eventuelt med litt basar, fargestoff, sulfonamid, al- />H-regulering) kaloid, antihistaminar

80

Sukkerartar og polyhydroksysambindingar

Vatn Glykol og glyserol

80 50

Lægre feittsyrer, enkle aromatiske syrer, barbiturat, flyktige oljer, alkaloid, nokre voksartar, ricinusolje

Alkoholar, aldehyd, ketonar og esterar

Faste og flytande feittartar

Kloroform og dietyleter

Mineraloljer og faste og flytande feittartar

Karbon tetraklorid Karbondisulfid Dietyleter Aromatiske og alifatiske hydrokarbon

50-30

5-4

Mindre enn 5

231

Tabell T.7. Elektronfordeling hos grunnstoffa.

z

232

Grunnstoff

1

2

3

4

5

6

7

5

r p

s p d

s p d f

s p d f

s p d

5

1 2

H He

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

11 12 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 1 2 1

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 3 5 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10 10 10

1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 4 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10

1 2 2 2 1 1 1 1 1 1 2 2 1 2 2 2 3

(Tabell T.7 framh.) 7

Grunnstoff

1

2

3

4

5

6

7

y

r p

s p d

s p d f

s p d f

s p d

5

2 6 10 2 6 10 2 6 10

2 4 2 5 2 6

52 53 54

Te I Xe

2 2 2

2 6 2 6 2 6

2 6 10 2 6 10 2 6 10

55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105

Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Ku Ha

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 3 4 5 6 9 9 10 10 10 10 10 10 10 10

1 1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1

1

2 3 4 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14 14 14

1 2 1 1 1

1

1 2 3

1 2 2 2 2 2 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2?

233

Tabell T.8. Mettingsprodukt ved 25 °C. Sambinding

Sambinding Hydroksyd Mg(OH)2................. Mn(OH)2 ............... Pb(OH)2 ................. Zn(OH)2 ................. Sn(OH)2 ................. A1(OH)3.................... Fe(OH)3 ..................

.. . .. .. .. .. . .

Karbonat MgCO3 .................... CaCO3 ...................... BaCO3 ...................... Ag2CO3 .................... PbCO3........................

. . 2,6 • 10-5 . . 8,7 • 10-® . . 8,1 • 10-» . . 6,2 ■ 10-12 .. 1,5 • 10-13

5,5 4,5 2,8 4,5 5,0 1,9 4,5

• • • • • • •

10-12 IO-14 IO"16 10~17 10-26 10-33 10-38

Ktorid PbCl2 ........................ . . 2,4 • 10-4 AgCl.......................... .. 1,6 • 10~10 Hg2Cl2 ...................... . . 1,0 • io-18

Sulfat CaSO4 ...................... SrSO4........................ PbSO4 ...................... BaSO4 ......................

Km

. 6,0 • IO-5 .. 2,8 • IO-7 .. 3,4 • 10-8 . . 1,1 • 10-10

Sulfid ZnS .......................... SnS............................ PbS............................ CdS .......................... CuS .......................... Ag2S .......................... HgS ..........................

.. .. .. .. .. .. .. B12S3......................................... ..

4,5 • 10-24 1,0-io-26 3,4 • 10-28 3,6 • 10-29 8,0 • IO-37 5,0 • 10-51 3,0 • 10-64 1,6 • 10-72

Andre Ag2CrO4.................... .. 1,2-IO-12 AgBr.......................... . . 5,0 • 10~13 AgI............................ . . 8,5 • 10-17

Tabell T.9. Flammepunkt for nokre vasker. (Flammepunktet er den lægste temperaturen der ei brennbar væske gir frå seg nok damp til at denne kan bli tent i luft. Ved denne temperaturen blir det berre ei stuttvarig oppflamming.)

Aceton................. omlag — 20 Benzen (bensol) .... — 8 Brenselolje (vanleg) . 65—150 Dieselolje .................... 100 — 250 Etanol (sprit) ........... + 12

°C °G °C °C °C

Lettbensin........... under — 10 °C Metanol........................... 47°C Smurningsoljer (vanl.) 100 —250 °C Toluen (toluol) .............. +7°C Xylen (xylol) ............... +23C

Tabell T.10. Effektiv brennverdi for nokre stoff. (Desse tala vil aldri kunne bli eksakte utan at ein samstundes får vite kor mye oske, vatn o. a. det er i brennstoffet.)

Lufttørr torv........... 3 000 kcal/kg Lufttørr gran og furu (20% vatn). 3 400 — «— Brunkol (varierer mye) om lag .... 3 700 —«— Steinkol.................. 6 000 —«— Koks (sinders) .... 6 500 —«—

234

Antrasitt ............... Etanol...................... Brenselolje (1- kl. type) ... Petroleum.............. Bensin ..................... Hydrogengass ....

7 300 kcal/kg 6 456 — « — 10 500 — « — 11 000 « H 500 — « — 33 888 «

Tabell T.l 1. Tettleik for nokre gassar ved normalvilkår (0 °C og 760 mmHg trykk'). Acetylen C2H2............. Ammoniakk NH3 .... Argon Ar .................... Etan C2H6 .................. Helium He.................. Hydrogen H2................ Karbondioksyd CO2. . Karbonoksyd CO . . . .

1,173 g/1 0,771 g/1 1,784 g/1 1,356 g/1 0,178 g/1 0,08988 g/1 1,977 g/1 1,250 g/1

Klor Cl2............... 3,214 Luft ............................. 1,2929 Metan CH4........ 0,719 Butan (normal) .... 2,703 Nitrogen N2 .............. 1,25055 Oksygen O2 ................ 1,42904 Propan C3H8 .............. 2,020 Svoveldioksyd SO2 . . 2,927

g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1

Tabell T. 12. Mettingstrykk for vassdamp ved ymse temperaturar. (Også temperaturen i vassdampen ved ymse trykk.)

Temperatur i °C -15 -10 - 5 0 10 20 25 30 40 50 60 70 75 80 90 95 100 110 115 120 130 140 150 160 170 180 190 200

Trykk i mmHg

1,2411 1,950 3,013 4,597 9,2 17,5 23,7 31,8 55,3 92,3 149,3 233,6 289,0 355,2 525,8 634,0 760,0 1074,5 1268,0 1489,0 2025,6 2709,5 3568,7 4633,0 5937,0 7514,0 9404,0 11647,0

over 1Q

Trykk i N/m2 165 260 402 610 1225 2335 3140 4245 6945 12260 19910 31090 38540 47365 70120 84535 101325 143280 169070 198490 269690 360900 475640 617840 791420 1002270 1254310 1553430

235

SVARNØKKEL KAPITTEL 1

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

72 5 32 c) d) b) a) d) c)

KAPITTEL 2 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

c) d) b) b) c) b) c)

KAPITTEL 3

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

c) b) b) b) c) c) b) a)

KAPITTEL 4 1. c) 2. d)

236

: Vel rett(e) svar 3. d) 4. d) KAPITTEL 5

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

b) d) c) b) a) c) b) d) d) b)

KAPITTEL 6 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

b) d) 4 Mn + 3 O2 = 2 Mn2O3 d) c) a) b) b) c) c)

KAPITTEL 7

1. 2. 3. 4. 5. 6.

c) a) b) b) a) d)

7. 8. 9. 10.

b) b) c) c)

KAPITTEL 8

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

b) og d) c) c) c) a) b) c) a) a)

KAPITTEL 9 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

b) b) og d) c) c) a) b) b) b)

KAPITTEL 12

1. 2. 3. 4. 5.

b) d) b) c) c)

KAPITTEL 13 1. 2. 3. 4. 5.

c) c) c) alle c)

KAPITTEL 14 12. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

b) og d) a) c) a) c) a) c) d) b) d)

KAPITTEL 10

KAPITTEL 15

1. c) 2. a) 3. d) 4. b) 5. b) 6. c) 7. d) 8. c) 9. c) 10. d)

1. 2. 3. 4. 5.

KAPITTEL 11 1. 2. 3. 4. 5.

c) d) og e) b) b) a)

c) b) og c) b) d) c)

KAPITTEL 16 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

a) b) b) d) b) og c) b) b) a) b) d) 237

Litteratur Berner: Lærebok i organisk kjemi Cook & Duncan: Modern Radiochemical Practice Cuny: Chemie, oberstufe Flood: Kjemi Foster: Inorganic Chemistry for Colleges Friedlander & Kennedy: Nuclear and Radiochemistry Harrow: Textbook of Biochemistry Holtan: Generell kjemi Masterton-Slowinski: Chemical Principles Pappas: Kjernekjemiske studier av fisjonsprosessene. — Nyere studier av radioaktive stoffer dannet ved atomkjernenes deling. Riesenfeld: Lehrbuch der anorganischen Chemie Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi. — Enkel kvalitativ analyse Sienko & Plane: Chemistry Sisler-Vander-Werf-Davidson: College Chemistry Slabaugh-Parsons: General Chemistry Tiende Nordiske Kjemikongress: Symposium: Radioaktivt nedfall U.S. Atomic Energy Commission: Oak Ridge Operations 1961, Informations and Development. Wang Lund: Kjemi for gymnaset Weeks: Discovery of the Elements Wood-Keenan-Bull: Fundamentals of College Chemistry

Tabellar og oppslagsverk

Chemiker Taschenbuch Crirical Tables Handbook of Chemistry & Physics Quin’s Metal Handbook & Statistics Statistisk sentralbyrås årbøker Øgrim': Størrelser og enheter i fysikken

S tikkordre gis te r

Acetamid 220 acetat 193 aceton 194 acetylen 187 addisjon av blåsyre 211 akkumulatorar 170 alanin 218 aldehyd 194 alifatisk sambinding 183 alkan 184 alken 186 alkohol 192 alkylhalogenid 208 alkyn 187 amfoter 110 amid 220 amin 194 aminosyre 193 ammoniakk 43 ammoniakk i vatn 114 ammoniakkmolekylet, form 49 ammoniumion 37 anilin 195 aromatisk sambinding 183 aromatisk nitrosambinding 221 arylhalogenid 208 assosiasjon 135 asyklisk sambinding 183 asymmetrisk karbonatom 217 atom 1 atomkjerne 4 atommodell 2 atomnummer 3 atomstorleik, relativ 29 atomvekt 21 autoprotolyse 108 Avogadros konstant 56, 158

Avogadros lov 58 Avogadros tal 56

Bakelitt 191 balansering av redokslikningar 149 bariumhydroksyd 114 base 106 benzen 189 benzosyre 193 bikvantetal 14 bindingsavstand 200 bindingsenergi 200 bindingstypar 33 bly akkumulator 170 blåsyre 114 Bohr—Rutherf ordatom 3 borsyre 114 botnfall 118 brennverdi 234 brownske rørsler 82 Brønsteds syre/ basedefinisjon 106 butan 185 bølgjelengd 7 bølgjemekanikk 2

Cellulose 195 cistrans-isomeri 189 Daniells element 169 derivat 192 det periodiske systemet 25 diamagnetisk 27 dietyleter 209 diffusjon 85 dikarboksylsyre 214 diklordifluormetan 192 dipeptid 219 dipol 39

dissosiasjon 107, 129 dissosiere 107 druesukker 195 Eddiksyre 114, 135, 193 Edison-akkumulator 173 eggekvitestoff 193 einverdig alkohol 208 eksoterm 70 ekvivalentmengd 118 ekvivalentvekt 63, 152 elektrisk minsteladning 1 elektrodepotensial 158 elektrokjemi 155, 169 elektrolyse 155 elektrolytt 35, 106 elektron 1 elektronegativitet 40 elektronfordeling 232 elektronkonfigurasjon 15 elektronpar 13, 36 elektronsky 10 elektronsprang 8 elektronvolt 6 elektrostatisk binding 34 elementærcelle 52 elementærpartikkel 1 endoterm 70 energi-forandring 70 -nivå 12 -trapp 13 ester 194 etan 185 etanol 208 eten 185 etyl 191 etyn 187

Faradays konstant 158 Faradayslov 155 fast stoff 90 feittart 213

239

feittherding 215 feittsyrerekke 193 fenol 191, 193 fenolftalein 113 fenylgruppe 192 fellingsreaksjon 141 flammepunkt 234 floroglucinol 223 fordamping 86 formaldehyd 194 formalin 191, 194 forsåping 216 fortynning 61 fosforsyre 114 funksjonsgrupper 191

Galvanisk element 169 tilstandslikninga for ideale gassar 83 gitter 52 glycin 219 glyserol 192 gramekvivalent 156 grunnstoff 4, 20, 22 grunnstoffa, elektronfordeling 232 Guldberg-Waages lov 96 Halvelement 158 HCl-gass 44 heterogen jamvekt 98 homogen blanding 60 homolog rekkje 185 hovudgruppe 25 hovudkvantetal 14 Hunds regel 14 hybridisering 50 hydrogenbinding 41 hydrogenbromid 114 hydrogenelektrode 160 hydrogenjodid 114 hydrokarbon 184 hydrokinon 222 hydroksyd 115 hydroksyhydrokinon 223 hydroksysyrer 216

ioniseringsenergi 6 isomeri 188 isotop 4, 22

Jamvektskonstant 97 joule 71 Kalilut 114 kalorimeter 71 kalsiumfluorid 141 kalsiumhydroksyd 114 karbohydrat 195 karboksylsyre 213 karbonsyre 134 karbontetraklorid 89, 192 karbonyl 211 katalysator 102 Kekulé 190 keton 194 kilokalori 71 kjemisk formel 33 kjemisk jamvekt 96 kjemisk reaksjon 5 kjemisk sambinding 5 kjemisk teikn 20 koking 87 kompleksion 139 konsentrasjonskjede 174 konsentert base 231 konsentrert syre 231 konstantar 229 koordinert kovalent binding 36 korrosjon 176 kovalens 36 kovalent binding 35 kritiske data 86 — temperatur 86 — trykk 86 kvantemekanikk 3 Lakmus 113 Le Chateliers prinsipp 99 leiingsevne 139 linolensyre 213 linolsyre 213 løysning 60 lys 7

Indikator 110 ion 4, 34 ionebinding 33, 51 Massehøve — konsen­ ionelikning 116 trasjon 54 ioneprodukt for vatn 109 massetal 4 ionereaksjon 35, 129

240

maursyre 213 metallbinding 37, 51 metan 184 metta løysning 137 mettingsprodukt 138, 234 mettingstrykk for vass­ damp 235 metyl 191 metyloransje 110 milhval 123 mjølkesyre 217 mol 56 molaritet 60 molekyl 33, 54 molekyl arkraft 81 molekylrørsle 82 molekylform 47 molekylvekt 54 molvolum 58 monomer 190 Natronlut 114 namnsetjing 68 Nernsts formel 175 NiFe-akkumulator 173 nitrosambinding 194 nitroglyserol 216 nomenklatur 68 normalvilkår 81 normalitet 63 normaltilstand 81 nøytralisasjon 117 nøytron 1

Offerelektrode 178 oksalsyre 214 oksoniumion 110 oksydasjonsmiddel 147 oksydasjonstal 38, 148 oktettregelen 16 oljesyre 213 optisk isomeri 217 orbital 10 organiske sambindingar '182

organiske syrer 193 Palmitinsyre 193 paramagnetisk 27 partialtrykk 84 Paulis prinsipp 14 pentan 185 peptidbinding 219 pH 111

pi-binding 201 pikrinsyre 223 plaststoff 190 polarisert lys 218 polaritet 39 polart molekyl 89 polar væske 89 polyetylen 191 polymerisering 190 polypropen 191 polystyren 191 polyvinylklorid 191 prefiks 230 primær alkohol 208 propan 185 propanon 212 propen 186 propionsyre 213 propyl 191 protolyse 106, 114 protolysekonstant 135 piotolysere 107 proton 1 pyrogallol 223 pyrokatekol 222

ringsambinding 189 romstruktur 47 rustvern 177 røyrsukker 195

Salpetersyre 114 salt 106 -syre 114 -formlar og namn 119 sekundær alkohol 208 sidegruppe 27 sigma-binding 199 SI-systemet 230 smørsyre 213 .y/d-hybridisering 51, 199 ryr-hybridisering 201 y/?-hybridisering 203 spegelbileteisomeii 217 spektralfarge 8 spenningsrekkje 164 spinn 14 stearinsyre 193 steinkoltjære 190 stereoisomeri 188 sterke elektrolyttar 129 stivelse 195 Racemisk blanding 218 struktur-formel 37, 47, radikal 191 183 reaksjonar i løysning i -isomeri 188 vatn 129 støkiometri 72 reaksjonslikning 69 sublimasjon 94 reduksjon — oksydasjon sublimere 81 38, 146 svovelsyre 114 syklisk sambinding 183 reduksjonsmiddel 147 relative storleikshøve for syre 106 -/basejamvekt 115 atom 29 resorcinol 222 -/basestyrke 113 reversibel reaksjon 95 syreamid 220

sølvklorid 141 sølv-sink-akkumulator 173

Termokjemi 70 tertiær alkohol 208 tetraklormetan 192 tettleik i gass 59 tettleik for nokre gassar 235 tettleik av konsentrerte syrer og basar 231 tilstand 80 titrering 122 titrerkurve 123 toverdig alkohol 208 treverdig alkohol 208 trikloretylen 192 triklormetan 192 trinitro toluen 194 tungløyseleg stoff 133 tør r element 170

Umetta feittsyre 193 umetta sambinding 187 upolar væske 89 urea 220

Valens 26 -elektron 16 vassmolekylet, form 47 veike elektrolyttar 129 voksartar 215 væske 85 Wattsekund 71 Ångstrøm 7

Tabell over grunnstoffa. Utgangspunkt: karbon-nuklidet 12C = 12

Namn Actinium ................................. Aluminium.............................. Americium.............................. Antimon................................... Argon......................................... Arsen ....................................... Astat ......................................... Barium....................................... Berkelium................................ Beryllium................................... Bly.............................................. Bor ............................................ Brom......................................... Californium.............................. Cerium ..................................... Cesium....................................... Curium..................................... Dysprosium ............................ Einsteinium ............................ Erbium..................................... Europium............................ Fermium ................................. Fluor ......................................... Fosfor ....................................... Francium................................... Gadolinium ............................ Gallium ................................... Germanium.............................. Gull........................................... Hafnium................................... Hahnium ................................ Helium ..................................... Holmium ................................. Hydrogen................... , Indium ..................................... Iridium..................................... Jern........................................... Jod ........................................... Kadmium................................ Kalium..................................... Kalsium ................................... Karbon..................................... Klor ......................................... Kobolt ..................................... Kopar......................................... Krom ....................................... Krypton..................................... Kurchatovium........................ Kvikksølv................................. Lan tan ..................................... Lawrencium............................ Litium ..................................... Lutetium ................................

Atomnr.

Kjem, teikn

89 13 95 51 18 33 85

Ac Al Am Sb Ar As At

56 97 4 82 5 35 98 58 55 96 66 99 68 63 100 9 15 87 64 31 32 79 72 105 2 67 1 49 77 26 53 48 19 20 6 17 27 29 24 36 104 80 57 103 3 71

Ba Bk Be Pb B Br Cf Ce Cs Cm

Dy Es Er Eu Fm F P Fr Gd Ga Ge Au Hf Ha He Ho H In Ir Fe I Cd K Ca C Cl Co Cu Cr Kr Ku Hg La Lr Li Lu

Atomvekt (227) 26,98 (243) 121,75 39,95 74,92 (211) 137,34 (247) 9,01 207,19 10,81 79,90 (251) 140,12 132,90 (247) 162,50 (254) 167,26 151 96 (253) 18,99 30,97 (223) 157,25 69,72 72,59 196,97 178,49 (261) 4,00 164,93 1,008 114,82 192,20 55,85 126,90 112,40 39,10 40,08 12,01 35,45 58,93 63,54 52,00 83,80 (260) 200,59 138,91 (257) 6,94 174,97

Retteliste til Salveson: Kjemi 1, nynorsk Forlaget er lei for at mange av figurane i denne boka har blitt tekne direkte frå bokmålsutgåva. Omsetjaren er utan skuld i dette. På desse figurane skal det vere desse orda eller ordlaga: Fig. 1.1: Høgspenning, Fluorescerande skjerm

Fig. 1.4: Proton, Nøytron, Massetal (kvart ord 2 gonger)

Fig. 1.7: Kvitt lys, Glas-prisme, Raud, Grøn, Lengste bølgjelengd, Stuttaste bølgjelengd

Fig. 1.8: Gammastrålar, Infraraud, Radiobølgjer, synleg Bølgjelengd i meter

Fig. 1.9: Energi blir tilført, Energi blir avgitt Fig. 1.10: bølgjelengd, Raud Fig. 2.2: Blandinga gir atomvekta 10,81 for bor (orda er stokka om) Fig. 7.2: Gassmolekyl, Væskemolekyl

Vignettfigur til kapittel 16: Ketonar, Syreamid, Aldehyd På side 209, i siste avsnittet av avsnitt 16.2, står det "hydrogenkarbona". Det skal vere "hydrokarbona".